Химические свойства оксидов

Основные оксиды реагируют:

1) с водой с образованием оснований:

Na₂О + H₂O = 2NaОH;

CaO + H₂O = Ca(OH)₂;

2) с соединениями кислотного характера (кислотными оксидами, кислотами) с образованием солей и воды:

CaO + СО₂ = СаСО₃;

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O;

3) с соединениями амфотерного характера:

Li₂O + Al₂O₃ = 2Li AlO₂;

3NaOH + Al(OН)₃ = Na₃AlO₃ + 3Н₂О;

Кислотные оксиды реагируют:

1) с водой с образованием кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄;

2) с соединениями основного характера (основными оксидами и основаниями) с образованием солей и воды:

SO₂ + Na₂O = Na₂ SO₃;

CO₂ + 2NaОH = Na₂CO₃ + H₂O;

3) с соединениями амфотерного характера

СО₂ + ZnO = ZnCO₃;

СО₂ + Zn(OH)₂ = ZnСО₃ + H₂O;

Амфотерные оксиды проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов. Им отвечают амфотерные гидроксиды:

кислая среда щелочная среда
Ве(ОН)₂ ВеО Н₂ВеО₂

Zn(OH)₂ ZnO Н₂ZnО₂

Аl(OН)₃ Al₂O₃ H₃AlО₃ , НАlO₂

Cr(OН)₃ Сr₂O₃ HCrO₂

Pb(OH)₂ PbO Н₂PbО₂

Sn(OH)₂ SnO Н₂SnО₂

Амфотерные оксиды взаимодействуют с соеднинениями кислого и основного характера:

ZnO + SiO2 = ZnSiO3; ZnO + H2SiO3 = ZnSiO3 + H2O;

Al2O3 + 3Na2O = 2Na3AlO3; Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O.

Металлы с переменной валентностью могут образовывать оксиды всех трех типов. Например:

CrO основной Cr(OH)₂;

Cr₂O₃ амфотерный Cr(OH)₃;

Cr₂O₇ кислотный H₂Cr₂O₇;

MnO, Mn₂O₃ основной;

MnO₂ амфотерный;

Mn₂O₇ кислотный HMnO₄.

Основания

Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и одна или несколько гидроксидных групп (ОН^‾). Общая формула оснований – Ме(ОН)_у, где у – число гидроксидных групп, равное валентности металла.

Номенклатура

Название основания складывается из слова «гидроксид» + название металла.

Если металл имеет переменную валентность, то ее указывают в конце в скобках. Например: CuOH – гидроксид меди (I), Cu(OH)₂ – гидроксид меди (II), NaОH – гидроксид натрия.

Основания (гидроксиды) являются электролитами. Электролитами называются вещества, которые в расплавах или растворах полярных жидкостей распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Распад вещества на ионы на­зывается электролитической диссоциацией.

Bсe электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. Слабые электролиты диссоциируют только частично и в растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами: NН₄ОН NH₄⁺ + ОН^-.

Классификация

а) по числу гидроксидных групп в молекуле. Количество гидроксидных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и определяет кислотность основания.

Основания делятся на:

- однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу: NaOH, KOH, LiOH и др.;

- двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы: Ca(OH)₂, Fe(OH)₂ и др.;

- трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидные группы: Ni(OH)₃, Bi(OH)₃ и др.

Двух- и трехкислотные основания называются многокислотными.

б) по силе основания делятся на:

- сильные (щелочи): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂ , Ba(OH)₂;

- слабые: Cu(OH)₂, Fe(OH)₂, Fe(OH)₃ и др.

Сильные основания растворимы в воде, а слабые – нерастворимы.

Диссоциация оснований

Сильные основания диссоциируют практически полностью:

Са(ОН)₂ = Са²⁺ + 2ОН^-.

Слабые основания диссоциируют ступенчато. При после­довательном отщеплении гидроксид-иона от многокислотных основа­ний образуются основные остатки гидроксокатионы, например:

Fe(OH)₃ OH^- + Fe(OH)₂⁺ дигидроксокатионы железа;

Fe(OH)₂⁺ OH^- + FeOH²⁺ гидроксокатионы железа;

Fe(OH)²⁺ OH^- + Fe³⁺ катионы железа.

Число основных остатков равно кислотности основания.