Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов?

10 ответов на вопрос “Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов?”

Oghmagda 29-10-2019 Ответить

Cu + 2 H2SO4, конц. = CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Zn + 4 HNO3, конц. = Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.
9°. При действии водоотнимающих веществ на кислоты или соли:
4 HNO3 + P4O10 = (HPO3)4 + 2 N2O5
2 KMnO4 + H2SO4, конц. = K2SO4 + Mn2O7 + H2O
2 KClO4 + H2SO4, конц. = K2SO4 + Cl2O7 + H2O.
10°. При взаимодействии солей слабых неустойчивых кислот с растворами сильных кислот:
Na2CO3 + 2 HCl = 2 NaCl + CO2 + H2O.
Химические свойства оксидов
Основные оксиды
К основным оксидам относятся:
– оксиды всех металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы Li – Fr),
– главной подгруппы второй группы, начиная с магния (Mg – Ra) и
– оксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, MnO, FeO.
1°. Оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных, начиная с кальция) при обычных условиях непосредственно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды, которые являются сильными, растворимыми в воде основаниями — щелочами, например,
BaO + H2O = Ba(OH)2;
Na2O + H2O = 2 NaOH.
2°. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами образуя соли:
CaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O.
3°. Также к образованию соли приводит взаимодействие их с кислотными оксидами:
Na2O(тв.) + СO2(газ) = Na2CO3
CaO(тв.) + SO3(ж.) = CaSO4
СaO(тв.) + SiO2(тв.) CaSiO3.
Кислотные оксиды
Большинство оксидов неметаллов являются кислотными оксидами (СО2 , SO3 , P4O10 и др.). Оксиды переходных металлов в высших степенях окисления проявляют преимущественно также свойства кислотных оксидов, например: CrO3 , Mn2O7 , V2O5 .
1°. Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих кислот:
SO3 + H2O = H2SO4
P4O10 + 6 H2O = 4 H3PO4.
Некоторые оксиды, например, SiO2 , MoO3 и др. с водой непосредственно не взаимодействуют и соответствующие им кислоты могут быть получены косвенным путем:
(x – 1) H2O + Na2SiO3 + 2 HCl = 2 NaCl + SiO2 ? x H2O ¯
Na2MoO4 + 2 HCl = 2 NaCl + H2MoO4 ¯.
2°. Взаимодействие кислотных оксидов с основными оксидами приводит к образованию солей:
SO2 + Na2O = Na2SO3
SiO2 + CaO CaSiO3.
3°. Также к образованию солей ведет реакция кислотного оксида с основанием.
Cl2O + 2 NaOH = 2 NaClO + H2O.
Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, то в зависимости от относительных количеств основания и кислотного оксида, участвующих в реакции, возможно образование средних
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 ¯ + H2O.
или кислых солей
CaCO3 ¯ + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2 р-р.
4°. Мало летучие оксиды вытесняют летучие оксиды из солей:
Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2.
Амфотерные оксиды
Амфотерность (от греч. amphoteros — и тот и другой) — способность химических соединений (оксидов, гидроксидов, аминокислот) проявлять как кислотные, так и основные свойства, в зависимости от свойств второго реагента, участвующего в реакции.
Одно и то же вещество (например, ZnO), реагируя с сильной кислотой или кислотным оксидом, проявляет свойства основного оксида:
ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + SO3 = ZnSO4.
а при взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом – свойства кислотного оксида:
ZnO + 2 NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] (в водном растворе)
ZnO + CaO CaZnO2 (при сплавлении).
Амфотерные оксиды способны вытеснять летучие оксиды из солей:
K2CO3 + ZnO K2ZnO2 + CO2.
Anarariel 29-10-2019 Ответить

Классификация оксидов по химическим свойствам
Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств
По химическим свойствам оксиды разделяются на следующие типы:

Несолеобразующими называются оксиды, которым не соответствуют ни кислоты, ни основания.
Солеобразными оксидами называются двойные оксиды, в состав которых входят атомы одного металла в разных степенях окисления.
Металлы, проявляющие в соединениях несколько степеней окисления, образуют двойные, или солеобразные оксиды. Например, Pb3O4 , Fe3O4 , Mn3O4 (формулы этих оксидов могут быть записаны также в виде 2 PbO ? PbO2 ; FeO ? Fe2O3 ; MnO ? Mn2O3 соответственно).
Например, Fe3O4 ? FeO ? Fe2O3 : представляет собой основный оксид FeO химически связанный с амфотерным оксидом Fe2O3 , который в данном случае проявляет свойства кислотного оксида. И Fe3O4 формально можно рассматривать как соль, образованную основанием Fe(OH)2 и кислотой [HFeO2 ], которая не существует в природе:
+ 2 [] =+ H2O.
От гидрата оксида свинца (IV), как от кислоты, и Pb(OH)2 , как основания, могут быть получены два двойных оксида — Pb2O3 и Pb3O4 (сурик), которые можно рассматривать как соли. Первый является свинцовой солью метасвинцовой кислоты (H2PbO3), а второй — ортосвинцовой кислоты (H4PbO4).
Cреди оксидов, особенно среди оксидов d-элементов, много соединений переменного состава (бертолиды), содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, а изменяется в довольно широких пределах, например, состав оксида титана (II) TiO изменяется в пределах TiO0,65 – TiO1,25 .
Солеобразующими оксидами называются оксиды, которые образуют соли. Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные.
Основными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или основания становится катионом.
Кислотными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона.
Амфотерными оксидами называются оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов.
При образовании солей степени окисления элементов, образующих оксиды, не изменяются, например:
+=.
Если при образовании соли происходит изменение степеней окисления элементов, образующих оксиды, то получившуюся соль следует отнести к соли другой кислоты или другого основания, например,
а) 2+ 4+.
Fe2(SO4)3 представляет собой соль образованную серной кислотой и гидроксидом железа (III) — Fe(OH)3 , которому соответствует оксид Fe2O3 .
Matilar 29-10-2019 Ответить

+2 +3 +6
Например: CrO Cr2O3 CrO3
Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4
основные амфотерные кислотные
Таблица 7
Сравнительная характеристика свойств оксидов металлов и неметаллов
Оксиды металлов
Оксиды неметаллов
Оксиды металлов в низших степенях окисления являются основными; некоторые реагируют с водой, образуя ОН- (водн.), например CaO, MgO
Другие нерастворимы в воде, но реагируют с кислотами и с кислотными оксидами, например, Fe2O3, CuO
Сильные основные оксиды, например, K2O, CaO, реагируют с амфотерными оксидами; некоторые оксиды металлов амфотерны, реагируют как с основными, так и с кислотными оксидами, например, ZnO, SnO, SnO2, PbO, PbO2, Cr2O3, Al2O3.
Большинство являются кислотными; некоторые растворяются в воде, образуя растворы с высокой концентрацией водородных ионов, например, SO2
Макромолекулярные оксиды, например, (SiO2)m, (B2O3)n, не растворяются, но реагируют с основными и амфотерными оксидами, образуя соли
Небольшое число несолеобразующих нейтральных, например, N2O, NO, F2O
Генетическая связь между классами неорганических соединений
Основной
оксид
соль
Металл Основание

Неметалл Кислотный Кислота
оксид
Гидролиз солей
Гидролиз солей – ионно-обменное взаимодействие солей с водой, сопровождающееся разложением соли. Гидролиз – реакция, обратная нейтрализации.
соль
основание
кислота
+ Н2О +
1. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием (Na2SO4, KCl, CrNO3 и др.), гидролизу не подвергаются, их растворы нейтральны (рН=7).
2. Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием (NH4Cl, CuSO4, MgCl2 и др.), подвергаются гидролизу по катиону, среда в растворе кислая (рН<7).
Составим уравнения гидролиза NH4Cl:
NH4Cl + H2O NH4OH + HCl (молекулярное
(H++OH-) слабое. сильная. уравнение)
основание кислота
NH4+ + Cl– + H2O NH4OH + H+ + Cl– (полное ионное уравнение)
NH4+ + H2O NH4OH + H+ (краткое ионное уравнение)
В растворе увеличивается концентрация ионов Н+, следовательно, среда в растворе кислая (рН<7).
Spellsong 29-10-2019 Ответить

Пройти тест задания № 2 ЕГЭ химия
Изменение некоторых характеристик элементов в периодах слева направо:
· заряд ядер атомов увеличивается;
· радиус атомов уменьшается;
· электроотрицательность элементов увеличивается;
· количество валентных электронов увеличивается от 1 до 8 (равно номеру группы);
· высшая степень окисления увеличивается (равна номеру группы);
· число электронных слоев атомов не изменяется;
· металлические свойства уменьшается;
· неметаллические свойства элементов увеличивается.
Изменение некоторых характеристик элементов в группе сверху вниз:
· заряд ядер атомов увеличивается;
· радиус атомов увеличивается;
· число энергетических уровней (электронных слоев) атомов увеличивается (равно номеру периода);
· число электронов на внешнем слое атомов одинаково (равно номеру группы);
· прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается;
· электроотрицательность уменьшается;
· металличность элементов увеличивается;
· неметалличность элементов уменьшается.
Элементы, которые находятся в одной подгруппе, являются элементами-аналогами, т.к. они имеют некоторые общие свойства (одинаковую высшую валентность, одинаковые формы оксидов и гидроксидов и др.). Эти общие свойства объясняются строением внешнего электронного слоя.
Подробнее про закономерности изменения свойств элементов по периодам и группам здесь.

Кислотно-основные свойства химических соединений, их изменение в группе и периоде

Кислотно — основные свойства гидроксидов зависят от того, какая из двух связей в цепочке Э ?О ? Н является менее прочной.
Если менее прочна связь Э?О, то гидроксид проявляет основные свойства, если О?Н ? кислотные.
Чем менее прочны эти связи, тем больше сила соответствующего основания или кислоты. Прочность связей Э?О и О?Н в гидроксиде зависит от распределения электронной плотности в цепочке Э?О? H. На последнюю наиболее сильно влияют степень окисления элемента и ионный радиус. Увеличение степени окисления элемента и уменьшение его ионного радиуса, вызывают смещение электронной плотности к атому
элемента в цепочке Э < О <Н. Это приводит к ослаблению связи О?Н и усилению связи Э?О. Поэтому основные свойства гидроксида ослабевают, а кислотные ? усиливаются.

Пройти тест задания №2
Kibei 29-10-2019 Ответить

Высшими называются оксиды, в которых положительные степени окисления элементов численно равны номерам групп в периодической системе, в которых они расположены.
Свойства высших солеобразующих оксидов закономерно изменяются в соответствии с расположением соответствующих элементов в Периодической системе и величиной степени окисления их атомов.
В периодах в направлении слева направо оснoвные свойства оксидов ослабевают, а кислотные – усиливаются. Например, оксиды элементов третьего периода – натрия и магния – основные, алюминия – амфотерный, кремния, фосфора, серы и хлора – кислотные:
Na2O; MgO
Al2O3
SiO2; P2O5; SO3; Cl2O7
основные
амфотерный
кислотные
В группах А (главных подгруппах) Периодической системы в направлении сверху вниз оснoвные свойства оксидов усиливаются, а кислотные – ослабевают. Например, оксиды элементов группы III-А – бора – кислотный, алюминия и галлия – амфотерные, индия и таллия – основные:
B2O3
Al2O3; Ga2O3
In2O3; Tl2O3
кислотный
амфотерные
оснoвные
Если металлы образуют по несколько оксидов, то с увеличением степени окисления атомов металлов оснoвные свойства их оксидов ослабевают, а кислотные – усиливаются. Наглядным примером проявления этой закономерности являются оксиды марганца:
MnO
Mn2O3; MnO2
MnO3; Mn2O7
оснoвный
амфотерные
кислотные
Turist 29-10-2019 Ответить

Cu + 2 H2SO4, конц. = CuSO4 + SO2 + 2 H2O
Zn + 4 HNO3, конц. = Zn(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O.
9°. При действии водоотнимающих веществ на кислоты или соли:
4 HNO3 + P4O10 = (HPO3)4 + 2 N2O5
2 KMnO4 + H2SO4, конц. = K2SO4 + Mn2O7 + H2O
2 KClO4 + H2SO4, конц. = K2SO4 + Cl2O7 + H2O.
10°. При взаимодействии солей слабых неустойчивых кислот с растворами сильных кислот:
Na2CO3 + 2 HCl = 2 NaCl + CO2 + H2O.
Химические свойства оксидов
Основные оксиды
К основным оксидам относятся:
– оксиды всех металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы Li – Fr),
– главной подгруппы второй группы, начиная с магния (Mg – Ra) и
– оксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, MnO, FeO.
1°. Оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных, начиная с кальция) при обычных условиях непосредственно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды, которые являются сильными, растворимыми в воде основаниями — щелочами, например,
BaO + H2O = Ba(OH)2;
Na2O + H2O = 2 NaOH.
2°. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами образуя соли:
CaO + 2 HCl = CaCl2 + H2O.
3°. Также к образованию соли приводит взаимодействие их с кислотными оксидами:
Na2O(тв.) + СO2(газ) = Na2CO3
CaO(тв.) + SO3(ж.) = CaSO4
СaO(тв.) + SiO2(тв.) CaSiO3.
Кислотные оксиды
Большинство оксидов неметаллов являются кислотными оксидами (СО2 , SO3 , P4O10 и др.). Оксиды переходных металлов в высших степенях окисления проявляют преимущественно также свойства кислотных оксидов, например: CrO3 , Mn2O7 , V2O5 .
1°. Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих кислот:
SO3 + H2O = H2SO4
P4O10 + 6 H2O = 4 H3PO4.
Некоторые оксиды, например, SiO2 , MoO3 и др. с водой непосредственно не взаимодействуют и соответствующие им кислоты могут быть получены косвенным путем:
(x – 1) H2O + Na2SiO3 + 2 HCl = 2 NaCl + SiO2 ? x H2O ¯
Na2MoO4 + 2 HCl = 2 NaCl + H2MoO4 ¯.
2°. Взаимодействие кислотных оксидов с основными оксидами приводит к образованию солей:
SO2 + Na2O = Na2SO3
SiO2 + CaO CaSiO3.
3°. Также к образованию солей ведет реакция кислотного оксида с основанием.
Cl2O + 2 NaOH = 2 NaClO + H2O.
Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, то в зависимости от относительных количеств основания и кислотного оксида, участвующих в реакции, возможно образование средних
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 ¯ + H2O.
или кислых солей
CaCO3 ¯ + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2 р-р.
4°. Мало летучие оксиды вытесняют летучие оксиды из солей:
Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2.
Амфотерные оксиды
Амфотерность (от греч. amphoteros — и тот и другой) — способность химических соединений (оксидов, гидроксидов, аминокислот) проявлять как кислотные, так и основные свойства, в зависимости от свойств второго реагента, участвующего в реакции.
Одно и то же вещество (например, ZnO), реагируя с сильной кислотой или кислотным оксидом, проявляет свойства основного оксида:
ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H2O
ZnO + SO3 = ZnSO4.
а при взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом – свойства кислотного оксида:
ZnO + 2 NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] (в водном растворе)
ZnO + CaO CaZnO2 (при сплавлении).
Амфотерные оксиды способны вытеснять летучие оксиды из солей:
K2CO3 + ZnO K2ZnO2 + CO2.
Кислоты и основания
Теории кислот и оснований
Понятия «кислота» и «основание» сформировались в XVII веке. Однако содержание этих терминов неоднократно пересматривалось. Существует несколько теорий кислот и оснований. Здесь будут рассмотрены только три теории, которые чаще всего используются для объяснения химических процессов.
Электролитическая теория
На основании теории электролитической диссоциации (1887), предложенной шведским физико-химиком Сванте Аррениусом (1859 – 1927 гг.), можно дать следующие определения кислотам и основаниям:
Кислоты — электролиты, которые при диссоциации в водных растворах, в качестве катионов дают только катионы водорода (гидроксония — H3O+) и анионы кислотного остатка.
Например,
HNO3 « H+ + .
Основания — электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов дают только анионы гидроксила (OH–) и катионы.
Например,
KOH « K+ + OH –.
Протолитическая теория
Датский физико-химик Йоханнес Бренстед (1879 – 1947 гг.) и английский химик Томас Лоури (1874 – 1936 гг.) практически одновременно (1928 – 1929 гг.) предложили протолитическую теорию кислот и оснований, согласно которой
кислота — донор катионов водорода:
HAn « H+ + An–
Кислоты могут быть:
а) молекулярными HCl « H + + Cl –
б) катионными « NH3 + H +
в) анионными « + H +
Основание — акцептор катионов водорода.
Основания делятся на
а) молекулярные NH3 + H + «
б) анионные OH – + H + « H2O
в) катионные AlOH2+ + H+ « Al3+ + H2O
Амфотерные вещества (амфолиты) — это вещества, которые являются как донорами, так и акцепторами протонов. Они могут быть заряженными, например:
« H + +
+ H + « H3PO4
и нейтральными:
H2O « H + + OH –
H2O + H + « H3O+.
Кислоты и основания существуют только как сопряженные пары:
кислота « основание + протон
Кислотно-основной процесс сопряженных кислот и оснований может быть выражен общей схемой:
AH + B « BH+ + A–,
где AH, BH+ — кислоты B, A– — основания.
Протон не существует в растворе в свободном виде, в воде он образует катион гидроксония H3O+.
Понятия кислоты в протолитической и электролитической теориях совпадают, однако понятие «основание» охватывает более широкий круг соединений: основаниями могут быть вещества, которые не имеют анионов ОН –, например, NH3 , (C2H5)2O.
Электронная теория
В 1926 г. американский физико-химик Гилберт Льюис (1875 – 1946 гг.) предложил электронную теорию кислот и оснований.
По его теории к кислотам относятся вещества, являющиеся акцепторами электронной пары, а к основаниям — донорами электронной пары
Отличительным признаком этой теории является то, что кислота и основание взаимодействуют друг с другом с образованием связи по донорно-акцепторному механизму:
A + : B « A : B,
где ? A — кислота,:B — основание, A : B — кислотно-основный комплекс (продукт нейтрализации).
В результате приобретения атомом, ответственным за кислотные свойства, электронной пары часто возникает завершенная электронная конфигурация. В отличие от электролитической и протолитической теорий, к кислотам относят соединения, не содержащие водород (апротонные кислоты).
Например:
: NH3 + ? BF3 « NH3BF3,
? BF3 является кислотой.
Таблица 4
Некоторые примеры “реакций нейтрализации”
Кислота
Основание
Кислотно-основный комплекс
H+
OH–
H2O
CO2
H2O
H2CO3
AlCl3
Cl–
[AlCl4]–
Zn(OH)2
2OH–
[Zn(OH)4]–
BF3
NH3
BF3 ? NH3
BF3
(C2H5)2O
(C2H5)O ? BF3
SbCl5
(C2H5)2O
SbCl5 ? (C2H5)2O
Ag+
2CN
[Ag(CN)2]+
Понятия основания в теориях Бренстеда (протолитическая теория) и Льюиса совпадают, однако понятие кислоты в электронной теории охватывает, кроме протона, более широкий круг частиц способных акцептировать электронную пару.
Растворение кислот Льюиса в ионизирующих растворителях (например, в H2O) приводит к росту концентрации ионов водорода (катионов гидроксония):
AlCl3 + 2 H2O « Al(OH)Cl2 + H3O+ + Cl –
SO3 + 2 H2O « H3O+ + .
Растворение оснований Льюиса в воде приводит к увеличению концентрации анионов OH– :
NH3 + H2O « + OH –
(CH3)NH2 + H2O « (CH3) + OH –.
Кислотные свойства ортоборной кислоты H3BO3 обусловлены не электролитической диссоциацией этого соединения, а образованием катионов гидроксония (H3O+) по реакции:
H3BO3 + 2 H2O « [B(OH)4] – + H3O+.
Кислоты
Классификация кислот.
Здесь будут рассмотрены соединения, являющиеся кислотами с позиции электролитической теории.
Классификация кислот может быть проведена по различным признакам.
1°. Кислоты неорганические (HNO3 , H2SO4 и др.) и органические (CH3COOH, C2O4H2 и др.). Далее в этом разделе будем рассматривать неорганические кислоты.
2°. По содержанию кислорода в кислотном остатке:
а) бескислородные — HnX, где X — галоген, халькоген или неорганический радикал типа CN, NCS и др. Например, HCl, H2S, HCN.
б) кислородсодержащие (оксокислоты), с общей формулой HnЭOm , где Э — кислотообразующий элемент. Некоторые оксокислоты могут содержать несколько атомов кислотообразующего элемента, например H4P2O7 , H2S2O7 . При этом однотипные фрагменты связаны через атом кислорода: Э—О—Э, В таких кислотах одинаковые фрагменты могут образовывать как открытые цепи, например, H2S2O7 , так и циклические структуры, например, (HPO3)n :

Пиросерная кислоита

Метафосфорная кислота
Оксокислоты характерны для многих химических элементов, особенно для элементов в высоких степенях окисления (+3 и выше).
3°. По основности. Основность кислот — число ионов водорода, которые отщепляются от молекулы кислоты при ее диссоциации или обмениваются на катионы металла при взаимодействии кислоты с основанием или с металлом.
По основности кислоты делятся на одноосновные (HNO3 , HCl) двухосновные (H2SO4), трех- (H3PO4) и т. д.
Преимущественно в оксокислотах атомы водорода связаны с атомами кислорода, а не с центральным атомом аниона. Именно эти атомы водорода и отщепляются при диссоциации кислоты в водном растворе с образованием катионов гидроксония (H3O+) и принимают участие в реакции нейтрализации т. е. определяют основность кислоты. Для неорганических кислот, как правило, общее число атомов водорода в молекуле соответствует основности кислоты, но это не всегда так.
В некоторых кислотах есть атомы водорода связанные непосредственно с атомом кислотообразующего элемента, такие атомы водорода не обмениваются на ион металла, т. е. не определяют основность кислоты.

Для органических кислот общее число атомов водорода в молекуле, в подавляющем большинстве случаев, не соответствует основности кислоты. Основность органических кислот определяется числом карбоксильных групп в молекуле, например,

уксусная одноосновная кислота

щавелевая двухосновная кислота
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, например, серная кислота — кислота двухосновная, диссоциирует по двум ступеням:
H2SO4 « H+ + « 2H+ +
образует два ряда солей:
сульфаты ( ), например, Na2SO4 — сульфат натрия,
гидросульфаты ( ), например, NaHSO4 — гидросульфат натрия или кислый сульфат натрия.
4°. Сила кислот. Сила кислоты (как и любого другого электролита) определяется степенью диссоциации, a, которая равна отношению количества продиссоциировавших молекул к общему количеству молекул данного электролита в растворе, т. е. долю продиссоциировавших молекул, ее можно также выражать в процентах:
a =
´ 100%
Для характеристики силы электролитов применяют также константу диссоциации (константу равновесия реакции диссоциации):
HAn + H2O « H3O+ + An–
.
Так как концентрацию воды в водных растворах можно принять за постоянную величину, ее можно включить в константу равновесия:
= .
Величину Ka называют константой ионизации кислоты (индекс «а» — от английского acid — кислота), в числителе обычно указывают не концентрацию катионов гидроксония, а концентрацию ионов водорода.
Качественно силу кислот можно оценить по правилу Полинга: если представить формулу оксокислоты в общем виде — HnЭOm , то по разности (m – n) можно оценить силу кислоты: у какой кислоты она больше та кислота и сильнее:
m – n = 0 — кислота очень слабая, HClO
m – n = 1 — кислота слабая, HClO2
m – n = 2 — кислота сильная, HClO3
m – n = 3 — кислота очень сильная, HClO4.
Для многоосновных кислот для каждой ступени диссоциации можно записать свою константу ионизации, причем, как правило, каждая последующая константа меньше предыдущей на несколько порядков:
K1 >> K2 >> K3
(например, для фосфорной кислоты K1 = 7 ? 10–3, K2 = 6 ? 10–8,
K3 = 5, ? 10–13).
Замена одного атома кислорода в оксокислоте на атом фтора ведет к резкому увеличению силы кислоты. Примером может служить фторсульфоновая кислота HSO3F. Такие кислоты получили название суперкислот. К этому же классу кислот относятся и кислоты с комплексным анионом, например HSbF6 .
5°. По устойчивости. Некоторые оксокислоты существуют только в водных разбавленных растворах и являются термически неустойчивыми. Получить их в индивидуальном виде невозможно, например H2CO3 , H2SO3 , HClO, HClO2 . В то же время есть устойчивые к нагреванию кислоты, например, серная H2SO4 (tкип. = 296,5°С).
6°. По растворимости. По растворимости кислоты делятся на растворимые, такие как HNO3 , H3PO4 , и нерастворимые в воде — SiO2 ? x H2O, H2MoO4 .
7°. По соотношению воды и кислотного оксида. По этому признаку кислоты делятся на орто-, пиро-, мета-кислоты и кислоты переменного состава.
К орто-кислотам относятся кислоты, в которых отношение воды и кислотного оксида превышает 1. К таким кислотам относятся ортофосфорная H3PO4 [n(H2O) : n(P2O5) = 3 : 1].
В мета-кислотах это отношение равно 1, например, метафосфорная кислота HPO3 [n(H2O) : n(P2O5) = 1 : 1]. К этим же кислотам относятся азотная, серная и многие другие.
Пиро-кислоты получаются из орто-кислот в результате отщеплением воды при нагревании:
2H3PO4 H4P2O7 + H2O
или растворением кислотного оксида в кислоте:
H2SO4 + SO3 = H2S2O7.
Свои названия эти кислоты получили от греческого слова pyr — огонь.
В некоторых кислотах отношение воды и кислотного оксида зависит от способа получения, например, x SiO2 ? y H2O; x TiO2 ? y H2O. x SnO2 ? y H2O. Чаще всего они встречаются в виде коллоидных растворов.
Способы получения кислот
1. Бескислородые кислоты могут быть получены:
а) взаимодействием простых веществ с водородом
H2 + Cl2 = 2HCl
при горении водорода в атмосфере хлора
H2 + S H2S,
б) при горении органических галогенсодержащих соединений
2 CH3Cl + 3 O2 ® 2 CO2 + 2 H2O + 2 HCl,
в) при реакции алканов с галогенами:
CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl,
2. Кислородсодержащие кислоты чаще всего получают растворением кислотного оксида в воде (если кислота растворима в воде):
SO3 + H2O = H2SO4.
В случае, если кислота нерастворима в воде этот способ не применим, например:
SiO2 + H2O ¹
WO3 + H2O ¹.
Химические свойства кислот
1°. Рассмотрим характерные свойства кислот, не являющихся окислителями.
1°.1. Реакции обмена
а) Взаимодействие с основаниями (как с растворимыми, так и с нерастворимыми) — реакция нейтрализации:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Cu(OH)2 ¯ + H2SO4 = CuSO4 раствор + 2 H2O.
б) Взаимодействие с солями
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4 ¯ + 2HCl
Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + H2O.
При составлении уравнений реакций обмена необходимо учитывать условия протекания этих реакций до конца:
а) образование хотя бы одного нерастворимого соединения
б) выделение газа
в) образование слабого электролита ( например, воды)
1°.2. Реакции с основными и амфотерными оксидами:
а) FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O
б) ZnO + 2 HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O.
1°.3. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до водорода, вытесняют водород из кислот, не являющихся сильными окислителями (HCl, H2SO4 (разб.)):
Zn + H2SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2
Mg + 2 HCl = MgCl2 + H2.
Если в результате реакции образуется нерастворимая соль или оксид, то металл пассивируется и его растворение не происходит:
Pb + H2SO4 ¹
(PbSO4 — нерастворим в воде)
Al + HNO3 (конц.) ¹
(поверхность металла покрывается оксидной пленкой).
1°.4. Термически неустойчивые кислоты, например, угольная, сернистая, разлагаются при комнатной температуре или при легком нагревании:
H2CO3 = CO2 + H2O
H2SO3 SO2 + H2O
SiO2 ? x H2O SiO2 + x H2O .
1°.5. Реакции с изменением степени окисления кислотообразующего элемента.
4 + MnO2 = MnCl2 + + 2 H2O
+ H2O2 = + H2O
2 + Cu = CuSO4 + + 2 H2O
2 H2S + H2SO3 = 3 S ¯ + 3 H2O.
По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстановители и кислоты-окислители.
2°. Свойства кислот-окислителей.
2°.1. Реакции обмена. Кислоты-окислители реагируют с оксидами, гидроксидами и солями, в состав которых входят катионы металлов не проявляющих переменные степени окисления также как и кислоты, не являющиеся окислителями (см. 1°.1 и 1°.2 в п. 2.4).
2°.2. Реакции с гидроксидами, оксидами и солями.
а) Если металл, образующий основание, может находиться в нескольких степенях окисления, а кислота проявляет окислительные свойства, то эти реакции могут протекать с изменением степеней окисления элементов, например:
Fe(OH)2 + 4 HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 3 H2O.
б) Аналогично ведут себя в реакциях с кислотами-окислителями и оксиды металлов, проявляющих переменные степени окисления:
2 FeO + 4 H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 4 H2O.
в) При реакциях кислот-окислителей с солями, содержащими анион, проявляющий восстановительные свойства, происходит его окисление:
3 Na2S + 8 HNO3 (разб.) = 6 NaNO3 + 3 S ¯ + 2 NO + 4 H2O
8 NaI + 5 H2SO4 (конц.) = 4 I2¯+ H2S + 4 Na2SO4 + 4 H2O.
2°.3. Взаимодействие с металлами.
Азотная и концентрированная серная кислоты являются сильными окислителями и могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода, но водород в этом случае не выделяется, а образуются продукты восстановления азота и серы, причем, состав продуктов зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры:
Cu + 4 HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
3 Cu + 8 HNO3 (разб.) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
5 Co + 12 HNO3 (оч.разб.) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O
4 Zn + 10 HNO3 (оч.разб.) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.
С разбавленной серной кислотой медь не взаимодействует, но реагирует с концентрированной серной кислотой, однако водород при этом не выделяется:
Cu + 2 H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 +2 H2O.
Некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, например, Fe, Al, Cr, эти кислоты пассивируют за счет образования на поверхности металла оксидной пленки нерастворимой в концентрированных кислотах при обычных условиях и поэтому указанные металлы не взаимодействуют с концентрированными серной и азотной кислотами.
2°.4. Реакции с неметаллами. Концентрированные азотная и серная кислоты взаимодействуют с неметаллами: серой, фосфором, углеродом:
S + 2 HNO3 (конц.) H2SO4 + 2 NO
S + 2 H2SO4 (конц.) 3 SO2 + 2 H2O
3 P + 5 HNO3 (конц.) + 2 H2O 3 H3PO4 + 5 NO
C + 2 H2SO4 (конц.) CO2 + 2 SO2 + 2 H2O.
2°.5.Кислоты, образованные переходными металлами в высших степенях окисления, например, хромовая [H2CrO4], марганцовая [HMnO4], являются сильными окислителями.
2 H2CrO4 + 3 SO2 = Cr2(SO4)3 + 2 H2O.
Кислоты, в которых кислотообразующий элемент находится в промежуточной степени окисления могут проявлять как окислительные, так восстановительные свойства.
H2SO3 + 2 H2S = 3 S ¯ + 3 H2O (H2SO3 — окислитель)
H2SO3 + NO2 = H2SO4 + NO (H2SO3 — восстановитель).
Основания
В этом разделе будут рассмотрены только неорганические основания с позиции электролитической теории.
Классификация оснований
Основания могут быть классифицированы по следующим свойствам.
1°. Кислотность основания — число групп OH- способных обмениваться на кислотный остаток. Например, NaOH — однокислотное основание, Ca(OH)2 — двухкислотное основание. По этому признаку основания бывают одно-, двух- и т. д. кислотными. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, например, (MgOH)2CO3 — гидроксокарбонат (основной карбонат) магния; MgCO3 — карбонат (средний карбонат) магния.
2°. Растворимость. Гидроксиды щелочных металлов, металлов главной подгруппы второй группы, начиная с кальция, гидроксид таллия (I) [TlOH] и гидроксид аммония растворимы в воде. Гидроксиды других металлов в воде практически нерастворимы.
3°. Сила оснований, также как и других электролитов, определяется степенью диссоциации (или констанотой диссоциации). Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Сильные, растворимые в воде основания называются щелочами.
4°. Термическая устойчивость оснований. При нагревании большинство оснований разлагаются на оксид металла и воду. Устойчивыми являются гидроксиды щелочных металлов, начиная с натрия, они плавятся без разложения. Гидроксиды лития, стронция, бария и радия разлагаются при температуре несколько выше температуры плавления, гидроксиды остальных металлов разлагаются до плавления.
5°. По отношению к кислотам и щелочам гидроксиды металлов можно разделить на основные и амфотерные. К основным гидроксидам относятся гидроксиды, растворяющиеся только в кислотах и не реагирующие со щелочами, к амфотерным — гидроксиды, растворяющиеся как в кислотах, так и в щелочах.
Основными являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также гидроксид магния и гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, Cr(OH)2 , Mn(OH)2 и др.
Амфотерными являются гидроксиды Be(OH)2 , Zn(OH)2 , Al(OH)3 , Sn(OH)2 , гидроксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например, Cr(OH)3 , Fe(OH)3 .
Способы получения оснований
Основания могут быть получены одним из следующих способов.
1°. Взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов с водой:
2 Li + 2 H2O = 2 LiOH + H2
Sr + 2 H2O = Sr(OH)2 + H2.
Этим же способом может быть получен гидроксид аммония:
NH3 + H2O = NH3?H2O « + OH –.
В отличие от предыдущих примеров эта реакция протекает без изменения степеней окисления.
Другие металлы, стоящие в ряду электродных потенциалов до водорода, также могут реагировать с водой, но эти реакции протекают при высоких температурах и обратимы. При этом образуются не гидроксиды металлов, а оксиды, т. к. гидроксиды при этих температурах термически неустойчивы, например,
Fe + H2O « FeO + H2 (при t > 570°C).
2°. Растворением оксидов и пероксидов щелочных и щелочноземельных металлов в воде:
CaO + H2O = Ca(OH)2¯
Na2O2 + 2 H2O = 2 NaOH + H2O2.
Оксиды других металлов с водой не взаимодействуют.
3°. Гидролизом солей, у которых он протекает до конца:
Al2S3 + 6 H2O = 2 Al(OH)3¯ + 3 H2S .
4°. Смешиванием водных растворов солей, взаимно усиливающих гидролиз:
2 AlCl3 + 3 Na2CO3 + 3 H2O = 2 Al(OH)3¯ + 6 NaCl + 3 CO2.
5°. Разложением некоторых бинарных соединений металл-неметалл (гидридов, нитридов, фосфидов и др.) водой, например:
Li3N + 3 H2O = 3 LiOH + NH3
NaH + H2O = NaOH + H2
Ca3P2 + 6 H2O = 3 Ca(OH)2 + 2 PH3
Mg2Si + 4 H2O = 2 Mg(OH)2¯ + SiH4.
6°. Электролизом водных растворов хлоридов щелочных и щелочноземельных металлов:
2 NaCl + 2 H2O 2 NaOH + Cl2 + H2.
Для получения гид<
VideoAnswer 29-10-2019 Ответить
VideoAnswer 29-10-2019 Ответить
VideoAnswer 29-10-2019 Ответить
VideoAnswer 29-10-2019 Ответить

Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов?

10 ответов на вопрос “Какие закономерности наблюдаются в изменении свойств кислотных оксидов?”

Добавить комментарий для Turist Отменить ответ