Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - [5]
Элементы He, Ne и Ar соединений с кислородом не образуют. Соединения элементов с кислородом в других степенях окисления – это не оксиды, а бинарные соединения, например O>+IIF>2>-I и H>2>+IO>2>-I. Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения, например S>+IVCl>2>-IO>-II.
Оснóвные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.
Из типичных металлов только Li, Mg, Ca и Sr образуют оксиды Li>2O, MgO, СаО и SrO при сжигании на воздухе; оксиды Na>2O, К>2O, Rb>2O, Cs>2O и ВаО получают другими способами.
Оксиды CuO, Ag>2O и NiO также относят к основным.
Кислотные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.
Из типичных неметаллов только S, Se, Р, As, С и Si образуют оксиды SO>2, SeO>2, Р>2O>5, As>2O>3, СO>2 и SiO>2 при сжигании на воздухе; оксиды Cl>2O, Cl>2O>7, I>2O>5, SO>3, SeO>3, N>2O>3, N>2O>5 и As>2O>5 получают другими способами.
Исключение: у оксидов NO>2 и ClO>2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO>2 и ClO>2 реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а ClO>2 и с водой, образуя две кислоты:
а) 2NO>2 + 2NaOH = NaNO>2 + NaNO>3 + H>2O
б) 2ClO>2 + Н>2O (хол.) = НClO>2 + НClO>3
2ClO>2 + 2NaOH (хол.) = NaClO>2 + NaClO>3 + H>2O
Оксиды CrO>3 и Mn>2O>7 (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.
Амфотерные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняют химические свойства амфотерных гидроксидов.
Типичные амфигены (кроме Ga) при сжигании на воздухе образуют оксиды BeO, Cr>2O>3, ZnO, Al>2O>3, GeO>2, SnO>2 и РЬО; амфотерные оксиды Ga>2O>3, SnO и РЬO>2 получают другими способами.
Двойные оксиды образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:
(Fe>IIFe>2>III)O>4, (Рb>2>IIPb>IV)O>4, (MgAl>2)O>4, (CaTi)O>3.
Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.
Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов), например: СО, NO, N>2O, SiO, S>2O.
Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами О>-IIН, могут содержать также кислород O>-II. В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:
Оснóвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами.
Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:
М>2O + Н>2O = 2МОН (М = Li, Na, К, Rb, Cs)
МО + Н>2O = М(ОН)>2 (М = Са, Sr, Ва)
Исключение: гидроксиды Mg(OH)>2, Cu(OH)>2 и Ni(OH)>2 получают другими способами.
При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:
2LiOH = Li>2O + Н>2O
М(ОН)>2 = МО + Н>2O (М = Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni)
Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.
Хорошо растворимые в воде основные гидроксиды (NaOH, КОН, Са(ОН)>2, Ва(ОН)>2 и др.) называют щелочами, так как именно с их помощью в растворе создается щелочная среда.
Кислотные гидроксиды (кислоты) образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:
При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н>+ (точнее, Н>3O>+) и следующие анионы, или кислотные остатки:
Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции):
Cl>2O + H>2O = 2HClO
Е>2O>3 + Н>2O = 2НЕO>2 (Е = N, As)
As>2O>3 + 3H>2O = 2H>3AsO>3
EO>2 + H>2O = H>2EO>3 (Е = С, Se)
E>2O>5 + H>2O = 2HEO>3 (Е = N, Р, I)
E>2O>5 + 3H>2O = 2H>3EO>4 (E = P, As)
EO>3 + H>2O = H>2EO>4 (E = S, Se, Cr)
E>2O>7 + H>2O = 2HEO>4 (E = Cl, Mn)
Исключение: оксиду SO>2 в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO>2nН>2O («сернистая кислота H>2SO>3» не существует, но кислотные остатки HSO>3>- и SO>3>2- присутствуют в солях).
При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация и образуются соответствующие кислотные оксиды:
2HAsO>2 = As>2O>3 + H>2O
H>2EO>3 = EO>2 + H>2O (E = C, Si, Ge, Se)
2HIO>3 = I>2O>5 + H>2O
2H>3AsO>4 = As>2O>5 + H>2O
H>2SeO>4 = SeO>3 + H>2O
При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав и заряд. Кислоты H>2SO>4 и Н>3РO>4 в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO>3 в такие реакции не вступает; ниже типичные металлы, кроме Mg, не указаны, так как они реагируют в подобных условиях с водой):
М + H>2SO>4(pasб.) = MSO>4 + Н>2↑ (М = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)
2M + 3H>2SO>4(paзб.) = M>2(SO>4)>3 + 3H>2↑ (M = Al, Ga)
3M + 2Н>3РO>4(разб.) = M>3(PO>4)>2↓ + 3H>2↑ (M = Mg, Fe, Zn)
