Oxizii sunt substanțe complexe constând din două elemente, dintre care unul este oxigenul, care este în starea de oxidare -2. Exemple de oxizi sunt Al2O3-alumina, SiO2-oxid de siliciu, NO-oxid de azot (II).
Conform nomenclaturii internaționale, compușii în cauză sunt numiți oxizi, indicând gradul de oxidare a elementului, dacă acest element formează mai mulți oxizi. Când se scrie numele gradul de oxidare este indicată prin cifre romane între paranteze, de exemplu, FeO - oxid de fier (II), Fe2 O3 - oxid de fier (III), SO2 - oxid de sulf (IV), SO3 - oxid de sulf (VI). Foarte des în literatură și denumirile triviale oxizi - plumb roșu (Pb3 O4), gaz ilariant (N2 O), scala de oxid de fier (Fe3 O4) și multe altele.
Oxizii sunt împărțiți în forme care formează sare și care nu formează sare. Oxizi de formare a sărurilor sunt de obicei împărțiți în bazic, amfoteric și acid.
Oxizii trebuie distincționați de peroxizi. de exemplu H2O2. Na2O2 și superperoxidurile de KO2. SsO2. În acești compuși, gradul de oxidare a oxigenului este absolut în magnitudine mai mic de două și poate fi fracțional.
Oxizii de bază se formează numai prin metale, corespund bazelor ca hidrați. De exemplu, CaO, FeO, CuO sunt principalii oxizi, deoarece corespund bazelor Ca (OH) 2. Fe (OH) 2. Cu (OH) 2.
Obținerea oxizilor de bază
Principalii oxizi se obțin:
oxidarea metalelor cu oxigen:
2 Mg + 02 MgO;
când oxigenul este oxidat de metale alcaline, numai litiu formează Li2O. Sodiul dă peroxid (Na2O2), restul dă superperoxidurile (KO2, RbO2, CsO2).
descompunere prin încălzirea compușilor de oxigen: hidroxizi, nitrați, carbonați:
CaCO3 CaO + CO2 (cu excepția carbonaților de metale alcaline).
2 ZnS + 3O2 2 ZnO + 2S02.
Proprietăți chimice ale oxizilor de bază
Oxizii metalelor alcaline și alcalino-pământoase reacționează direct cu apa:
Oxizii de bază interacționează cu acizii, formând sare și apă, de exemplu:
Oxizii bazici reacționează de asemenea cu oxizi acide:
Oxizii de bază pot de asemenea să intre în reacții de reducere a oxidării:
Oxizii acide sunt formați din metale nemetalice (SO2, SO3, CO2, P4O10 etc.) sau metale de tranziție în stări de oxidare ridicată (de exemplu, CrO3, Mn2O7).
Acidii oxizi sunt obținuți în același mod ca și oxizii de bază. De exemplu:
precum și descompunerea acizilor:
Proprietăți chimice ale oxizilor acide
1. Unele oxizi de acizi formează acizi atunci când reacționează cu apă:
Unele oxizi de acid sunt anhidridele acide. De exemplu, SO3 - anhidrida acidului sulfuric, SO2 - anhidrida acidului sulfuros, CO2 - anhidrida acidului carbonic, P4 O10 este de trei anhidridă acidă (metafosforic NRO3 ortofosforic H3 PO4 pirofosforic H4 P2 O7 ..).
2. Oxizii acide interacționează cu cei de bază, formând săruri:
3. Oxizii acide interacționează cu bazele, formând sare și apă:
4. Ca și alte tipuri de oxizi, oxizii de acizi pot intra în reacții de reducere a oxidării:
CO2 + 2 Mg C + 2 MgO,
Oxizii amfoterici au proprietăți duale, adică în funcție de condiții, prezintă proprietăți de bază sau acide. Acestea includ: ZnO, Al2O3. BeO, Cr2O3, etc. Oxizii amfoterici cu apă nu interacționează, ci reacționează atât cu acizii cât și cu bazele. De exemplu:
Oxizii amfoterici pot interacționa cu oxizi de bază și acidi:
Oxizii amfoterici, atunci când sunt topiți cu alcalii sau carbonați ai metalelor alcaline, formează săruri:
Proprietățile fizice ale oxizilor sunt foarte diverse. Toți oxizii de bază și amfoterici, precum și unele oxizi de acid (SiO2, P4O10, etc.) sunt solide. Mulți oxizi acide la temperatura obișnuită sunt gazele (SO2, CO2) sau lichidele (Cl2O7, Mn2O7).
Proprietățile oxizilor care nu formează sare (CO, NO, N2O etc.) vor fi descrise în secțiunile următoare, care sunt dedicate chimiei elementelor corespondente.
Se menționează oxizii oxizi (Pb2O3, Pb3O4 etc.) în care același element (Pb) este în diferite grade de oxidare. Acești compuși pot fi de asemenea atribuiți sărurilor: Pb + 2 Pb +4 O3. Pb2 + 2 Pb +4 O2.
Bazele din punctul de vedere al teoriei disocierii electrolitice sunt compușii a căror disociere produce grupări hidroxil OH - ca anioni. Proprietățile bazelor pot avea nu numai hidroxizi metalici, ci și alte substanțe, de exemplu NH3. a cărui moleculă poate atașa un proton:
Conform nomenclatorului internațional al bazei, este obișnuit să se numească hidroxizi ai elementelor: NaOH-hidroxid de sodiu, hidroxid de CsOH-cesiu.
Dacă elementul poate forma mai multe baze, atunci în numele din paranteze, cifra romană indică gradul său de oxidare. De exemplu, hidroxid de Fe (OH) 2-fier (II), hidroxid de Fe (OH) 3-fier (III).
Cele mai multe baze sunt puțin solubile în apă. Substanțele solubile în apă se numesc alcalii. Alcalinele sunt, de exemplu, NaOH, KOH, Ba (OH) 2.
Metoda obișnuită de obținere a bazelor este reacția schimbului de sare și alcaline:
Alcalinele se formează prin interacțiunea dintre metalele alcaline și alcalino-pământoase, precum și oxizii lor cu apă:
În industrie, alcalinele se obțin, de obicei, prin electroliza soluțiilor apoase de cloruri:
Soluțiile alcaline schimbă culoarea indicatorilor: fenolftaleina incoloră se transformă în culoarea purpuriu, mei metanange - în galben, litmus - în albastru.
Majoritatea bazelor slab solubile în apă sunt descompuse ușor prin încălzire:
Alcalinele sunt stabile termic și se topesc fără descompunere. Excepția este hidroxidul de litiu, care se descompune și la încălzire:
Ambele baze și bazele insolubile pot reacționa cu acizii (reacție de neutralizare):
NaOH + 2 HCI NaCI + H20,
Interacțiunea bazelor cu oxizi acide și amfoterici este discutată în secțiunea 8.1.
Amestecurile hidroxidice amfoterice reacționează atât cu acizii cât și cu bazele. De exemplu:
În soluții apoase conținând alcalii, împreună cu [Al (OH) 6] 3-. există și alți ioni, în special [Al (OH) 5] 2-. [Al (OH) 4] -. [AlO (OH) 4] 3 și altele. Hidrooxocomplexurile din aluminiu conțin, de asemenea, molecule de H2O, care de obicei nu indică în formule.
În concluzie, trebuie remarcat capacitatea alcaliilor de a interacționa cu anumite nemetale și oxizi:
6 NaOH + 3Cl2 5 NaCI + NaCI03 + 3 H20,
Reacțiile de mai sus se referă la reacțiile de reducere a oxidării și sunt discutate în secțiunea 7.
Din punct de vedere al teoriei disocierii electrolitice, un compus acid-chimic la disociere în apă, din care numai ioni de H + se formează ca cationi. Reprezentări ale acizilor și bazelor rezultate din teoria disocierii electrolitice Arrhenius, aplicabilă numai soluțiilor apoase. Studiul proceselor care au loc în medii neapoase, fără participarea unui solvent, a necesitat adăugări semnificative și a dus la apariția unor teorii diferite de acizi și baze.
8.3.1. Clasificarea și nomenclatorul acizilor
Există acizi fără conținut de oxigen (H2S, HBr, HCI) și oxigen (H3PO4, HNO3, HClO3).
Concentrații de carbon (H2CO3) și sulfuroși (H2SO3) sunt instabili în stare liberă. O distincție este de asemenea puternic (H2 SO4. HNO3. HCI, HBr, HI, HClO4, etc.) și slab (H2S, H2 CO3. HCN, H2 SO3. HClO și colab.) Acid.
Numărul de ioni de hidrogen format în timpul disocierii unității de acid formic determină bazicitatea acestuia (vezi secțiunea 9.8).
Denumirea acizilor care conțin oxigen derivă din denumirea nemetalică cu adaosul -n, -new, dacă starea de oxidare a nemetalului este maximă. Pe măsură ce gradul de oxidare scade, sufixele se modifică după cum urmează: -văz, -stick, -evat.
Exemple de denumiri ale unor acizi care conțin oxigen sunt prezentate în Tabelul 7.1.
Numele unor acizi care conțin oxigen
Denumirile de acizi anoxici constau în denumirea unei metale cu adăugarea unei vocale și a unui cuvânt-hidrogen. De exemplu:
HF este acidul fluorhidric,
HCI este acid clorhidric,
H2 S este hidrogen sulfurat.
1. Majoritatea acizilor care conțin oxigen sunt obținuți prin interacțiunea oxizilor acizi cu apă (vezi §8.1: oxizi de acizi).
2. Pentru a obține acizi insolubili în apă, utilizați o metodă indirectă (prin acțiunea acidului pe sarea corespunzătoare):
3. Unii acizi fără oxigen sunt obținuți prin conectarea directă a nemetalilor cu hidrogen:
sau printr-o reacție de schimb între o sare și un acid:
Acizii sunt lichide (H2 SO4. HNO3. HCI, etc.) sau solide (H3 PO4. H3 BO3 și colab.).
Soluțiile de acizi puternici pot distruge țesuturile și pielea.
Soluțiile acide schimbă culoarea indicatorilor. care este folosit pentru detectarea lor calitativă. În utilizarea turnesol (într-un mediu neutru - violet în acid - roșu alcalin - Albastru) ca indicator, portocaliu metil (într-un mediu neutru - portocaliu, acid - rosu alcalin - galben), și altele.
Rezistența acizilor fără oxigen, de exemplu, în seria HCI-HBr-HI, crește cu raza anionului, deoarece anionul cu rază mare deține protonul mai slab, facilitând astfel disocierea acidului. Astfel, în principalele subgrupe ale sistemului periodic de sus în jos, rezistența acizilor fără oxigen crește cu raza în creștere a atomului central.
Dimpotrivă, în seria HCIO-HClO2-HClO3-HClO4 cu scăderea razei cationului de C1z + și creșterea încărcăturii sale, forțele care conțin oxigen cresc.
Cele mai importante proprietăți chimice ale acizilor sunt:
interacțiunea cu oxizi, baze și săruri bazice și amfoterice:
interacțiunea acidului cu o reacție de bază - neutralizare;
interacțiunea cu metalele pentru a forma o sare și eliberarea de hidrogen:
Hidrogenul din acizi nu înlocuiește metalele care stau în seria de potențiale electrod standard (în seria de tensiuni) la dreapta hidrogenului. În interacțiunea metalelor cu acid sulfuric concentrat și acid azotic, de obicei, hidrogenul nu este eliberat.
8.3.4. Proprietățile acidului sulfuric concentrat
Acidul sulfuric concentrat în reacții cu metalele poate fi redus la SO2. S sau H2 S. Compoziția produselor de reducere este determinată de activitatea metalului, concentrația de acid și temperatura sistemului de reacție. La temperaturi obișnuite, H2SO4 concentrat nu reacționează cu aurul și platina, iar unele metale (Fe, Cr, Al) sunt pasivate în acid sulfuric concentrat.
Metalele puțin active (care stau în seria de potențiale electrod standard la dreapta hidrogenului) restabilește acidul sulfuric concentrat la SO2.
Metalele active (Ca, Mg, Zn etc.) recuperează H2SO4 concentrat la sulf liber sau H2S:
Când acidul sulfuric reacționează cu nemetalele, se formează SO2.
Atunci când H2SO4 concentrat interacționează cu compușii care conțin cationi metalici care se află în starea de oxidare cea mai scăzută, se produce o oxidare ulterioară a acestor metale:
Acidul azotic oxidează cele mai multe elemente la cea mai înaltă stare de oxidare. Interacțiunea dintre HNO3 de diferite concentrații și metale de diferite activități este prezentată în următoarea schemă:
8.4.1. Clasificarea și nomenclatorul de săruri
Din punct de vedere al teoriei disocierii electrolitice a sării, aceștia sunt compuși care, atunci când sunt disociați, formează cationi metalici și anioni OH (vezi Secțiunea 9).
Există următoarele tipuri de săruri: mediu, acid, bazic, dublu, mixt și complex.
În sărurile medii, toți atomii de hidrogen ai acidului corespunzător sunt înlocuiți cu atomi de metal. Ecuația de disociere pentru sarea medie de Na2S04 din soluția diluată este redată după cum urmează:
se indică faptul că gradul de disociere tinde spre unitate (α1)
În sărurile acide, atomii de hidrogen ai acidului corespunzător nu sunt complet înlocuiți cu un metal. Sarea acidă este obținută prin reacția neutralizării incomplete a acidului:
sau când sarea de mijloc reacționează cu un exces de acid:
Pentru a transforma sarea acidă în cea centrală, trebuie să adăugați o bază:
Disocierea sării acide poate fi exprimată prin ecuația:
NaHC03 Na + + HCO3-; α 1
Anion HCO3 - se va disocia într-o măsură nesemnificativă:
Sărurile acide sunt formate din acizi polibazici.
Sarurile de bază sunt un produs de substituție incompletă a grupărilor bazice OH pentru resturile acide:
Sărurile bazice formează baze conținând două sau mai multe grupări hidroxi.
Pentru a converti sarea de bază la cea de mijloc, este necesar să adăugați acid:
Disocierea sării de bază este exprimată prin ecuația:
Mg (OH) CIMgOH + + CI-; α 1.
Cationul MgOH + suferă o disociere suplimentară ca electrolit slab:
MgOH + Mg2 + + OH -.
Sărurile duble sunt săruri formate din doi cationi diferiți și un anion. Exemple de săruri duble sunt: alum-kali alum KAL (SO4) 2 și silvinită KCI · NaCl.
Disocierea unei sări duble într-o soluție diluată poate fi exprimată prin ecuația:
Sărurile mixte sunt sărurile constând dintr-un cation și două anioni diferiți. Clorura de calciu CaOCl2. de exemplu, este o sare a acizilor hipoclorici (HCIO) și a acidului clorhidric (HCI).
Structura sărurilor complexe includ ioni complexe (în formulele, este circulară) constând dintr-un atom central - complexare înconjurat de mai multe particule - ioni sau molecule (liganzi). În soluțiile diluate, sarea complexă se disociază după cum urmează:
La rândul său, ionul complex este un electrolit slab și într-o măsură mică suferă o disociere suplimentară:
Numele sărurilor constă în denumirea anionului în cazul nominativ, urmată de numele cationului în genitiv. Dacă același metal poate prezenta un grad diferit de oxidare în compus, acesta este indicat în paranteze cu o cifră romană.
Sărurile care conțin oxigen titlul la sfârșitul rădăcină latină a numelui elementului -la adăugat (pentru stări de oxidare mai mare), pentru -um inferior. De exemplu, KNO3 - azotat de potasiu, KNO2 - nitrit de potasiu, FeSO4 - sulfat de fier (II), Fe2 (SO4) 3 - fier sulfat (III).
Sufixul - se adaugă la denumirea nemetalică atunci când se numește sărurile acizilor anoxici, de exemplu clorură de sodiu NaCI.
Se formează denumirile sărurilor acide, adăugând numele anionului, prefixul hidro. De exemplu, NaHS este hidrosulfura de sodiu, KH2PO4 este fosfat de dihidrogen de potasiu.
Sărurile bazice formate prin adăugarea la numele și titlul consolelor de anioni hidroxo: Mg (OH) SO4 - magneziu gidroksosulfat, Al (OH) 2 Cl - aluminiu digidroksohlorid.
Cele mai multe metode de obținere a sărurilor sunt discutate mai sus, atunci când se iau în considerare proprietățile oxizilor, bazelor și acizilor. Următoarele sunt reacțiile cele mai importante pentru obținerea sărurilor:
KOH + HCI = KC1 + H20,
Interacțiunea metalelor cu acizi:
Interacțiunea acizilor cu oxizi de bază:
Articole similare
Trimiteți-le prietenilor: