Получение оксидов

1.Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом

2Mg + O2=2MgO

2Cu + O2=2CuO

При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды:

2Na + O2= Na2O2

K + O2= KO2

2.Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO4

Данным методом невозможно получить оксиды активных металлов (например, Na₂О, ВаО) т.к. окисление сульфидов идет до сульфатов.

3.Термическое разложение солей.

CaCO3 = CaO + CO2↑

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 2NO2 +3O2

Соли щелочных металлов отличаются высокой термохимической устойчивостью. Если при нагревании они разлагаются, то оксиды при этом, как правило, не образуются. Исключением является соли лития:

Li2CO3= Li2O + CO2↑

4.Термическое разложение оснований

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Hg(OH)2 = HgO + H2O; 2AgOH = Ag2O + H2O

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов, т.к. щелочи при нагревании плавятся, но не разлагаются. Гидроксид натрия можно перегнать при 1390 °С без разложения.

Определение и классификация

Кислоты – это химические соединения, состоящие из атомов водорода, способных замещаться на атомы металлов или ионов аммония (NH₄)⁺ и кислотных остатков.

Кислоты – это электролиты, которые диссоциируют в водном растворе с образованием ионов H⁺(точнее – ионов гидроксония Н₃О⁺, т. е. H⁺• H₂O – гидратированных ионов водорода).

Кислоты классифицируют по:

• степени диссоциации: • летучести:

Сильные HCl, HNO₃, H₂SO₄ Летучие H₂S, HCl

Средние HF Нелетучие H₂SO₄

Слабые H₂S, H₂SiO₃

• основности: • растворимости в воде:

Одноосновные HF, HNO₂, HPO₃ Растворимые H₂SO₄, HNO₃

Двухосновные H₂CO₃, H₂SO₄ Нерастворимые H₂SiO₃

Трехосновные H₃PO₄, H₃AlO₃

Четырехосновные H₄Mn₄, H₄P₂O₇ • устойчивости:

Устойчивые H₂SO₄

Неустойчивые H₂CO₃, H₂SO₃

По содержанию кислорода:

• Бескислородные: • Кислородсодержащие:

HCl, H₂S, HCN HNO₃, H₂SO₄, HClO₄

Неустойчивые кислоты существуют только в разбавленных растворах. При концентрировании таких растворов кислоты распадаются на кислотный оксид и воду или продукты разложения кислотного оксида и воды. Поэтому неустойчивые кислоты не могут быть выделены в чистом виде, например:

H2CO3 ═ H2O + CO2 H2SO3 ═ H2O + SO2

2HNO2 ═ H2O + NO + NO2

Число ионов водорода, которое может образоваться при диссоциации одной молекулы кислоты, определяет основность кислоты. Например, HCl и HClO – одноосновные кислоты, H₂CO₃ и H₂SO₄ – двухосновные кислоты, H₃PO₄ – трехосновная кислота.

Двух- и многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, в наибольшей степени по первой ступени (α₁ > α₂). Например, для фтороводородной кислоты HF процесс диссоциации протекает в одну ступень, а для угольной кислоты H₂CO₃ – в две ступени:

α1 HF ↔ H+ + F-

первая ступень (α1) H2CO3 ↔ H+ + HCO3-

вторая ступень ( α2) HCO3- ↔ H+ + CO32-

ГРАФИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ КИСЛОТ

В молекулах бескислородных кислот атомы водорода непосредственно связаны с атомами элемента, образующего кислоту, например:

НСI H2S

H-CI H-S-H

В кислородсодержащих кислотах атомы водорода, определяющие основность кислоты, связаны с атомом кислотообразующего элемента (центральный атом) через атом кислорода, например:

1. Записывается центральный атом, от названия которого происходит название кислоты. Например, в серной кислоте центральным атомом является сера: S

2. Записываются по левую и правую сторону от центрального атома и соединяются атомы серы и кислорода связями, число которых соответствует валентности элементов:

H – O O S H – O O

атом кислорода будет соответствовать двухвалентному состоянию, но сера в серной кислоте шестивалентная, а в приведенном графическом изображении она оказывается четырехвалентной. Поэтому верное графическое изображение будет:                              

H – O O S H – O O

графическое изображение азотной, азотистой, фосфорной и угольной кислот:

Азотная кислота HNO₃

O H – O – N O

Азотистая кислота HNO₂

H – O – N = O

Фосфорная кислота H₃PO₄

H – O H – O P O H – O

Угольная кислота H₂CO₃

H – O C O H – O

Хромовая кислота H₂Cr O₄

3.Если в состав молекулы кислоты входят два атома кислотообразующего элемента, то эти атомы соединяются друг с другом через атом кислорода, а остальные атомы кислорода и водорода распределяются поровну между обоими центральными атомами, например: H₂Cr₂O₇

O O Cr – O - Cr O O

НОМЕНКЛАТУРА

В основу традиционных названий кислот положено название элемен­тов, их образующих: H₂SO₄ – серная кислота, H₃PO₄ – фосфорная кислота, H₂SiO₃ – кремниевая кислота.

• При составлении названия бескислородной кислоты к названию ки­слотообразующего элемента добавляют соединительную гласную «о» и слово «водородная» например:

HF — фтороводородная;

HCl – хлороводородная;

HI – иодоводородная кислота;

HBr – бромоводородная кислота;

H₂S – сероводородная кислота;

HCN – циановодородная кислота;

HCNS – родановодородная кислота.

• Если элемент, обладающий переменной валентностью, образует две кислоты и если кислотообразующий элемент имеет более низкую степень окисления, то используется суффикс — ист например:

H₂SO₄ — серная кислота;

H₂SO₃ — сернистая кислота;

HNO₃ — азотная кислота;

HNO₂ — азотистая кислота;

H₂CrO₄ – хромовая кислота;

H₃CrO₃ – ортохромистая кислота.

• Если элемент, обладающий переменной валентностью, образует не­сколько кислот, для их названий употребляют суффиксы -оват-, -ист-, -оватист- например:

НСl⁺⁷O₄ – хлорная кислота ;

НСl⁺⁵O₃ – хлорноватая кислота ;

НСl⁺³O₂ – хлористая кислота ;

НСl⁺¹О — хлорноватистая кислота ;

HBr⁺⁷O₄ – бромная кислота ;

HBr⁺⁵O₃ – бромноватая кислота;

HBr⁺³O₂ – бромистая кислота;

HBr⁺¹O – бромноватистая кислота.

Закономерность усиления кислотных свойств с возрастанием степени окисления центрального атома характерна не только для хлора, но и для других элементов.

• Если элемент, находясь в одной степени окисления, образует несколько кислот, то кислота, содержащая наибольшее число гидроксогрупп, получает приставку -орто, а кислота, содержащая наименьшее число гидроксогрупп, получает приставку –мета например:

Н₃РО₄ — ортофосфорная кислота;

НРО₃ — метафосфорная кислота;

H₃BO₃ – ортоборная кислота;

HBO₂ – метаборная кислота;

H₃AlO₃ – ортоалюминиевая кислота;

HAlO₂ – метаалюминиевая кислота.

• Если кислота содержит несколько атомов кислотообразующего элемента, то их число указывается приставкой в названии кислоты:

Н₄Р₂О₇ — дифосфорная или двуфосфорная кислота;

Н₂Сr₂O₇ — дихромовая или двухромовая кислота.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

Физические свойства некоторых кислот

Формулы	Агрегатное состояние	Отношение к воде	Летучесть
H2SO4	жидкое	растворимая (при разбавлении водой необходимо кислоту вливать в воду!)	нелетучая
HNO3	жидкое	растворимая	летучая, имеет резкий запах
Н3РО4, Н3РО3	твердое	растворимая	нелетучее
НСl, HBr, HI,HF,H2S	газообразное	растворимая	летучая, имеет резкий запах
Н2СО3	существует в растворе	растворимая	легко разлагается
H2SiO3	твердое	нерастворимая	нелетучая
H2S	газообразное	растворимая	летучая, имеет запах тухлого яйца

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

Химические свойства кислот делят на две группы:

- общие свойства, связанные с наличием в растворах кислот иона H⁺ (иона гидроксония H₃O⁺ ) ;

- специфические свойства (характерные для конкретных кислот).

ОБЩИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

1.Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации) с образованием нерастворимой в воде соли (средней, кислой или основной) и воды:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O 2KHSO4 + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O Fe(OH)Cl + 2HCl = (FeCl)2 + 2H2O

2.Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами (амфотерные оксиды проявляют свойства основных) с образованием соли и воды:

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O

Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

CaO + H2SO4 = CaSO4↓ + H2O Al2O3 + 6HBr = 2AlBr3 + 3H2O

При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль:

CaO + 2H2SO4(изб.) = Ca(HSO4)2 + H2O

При избытке оксида, которому соответствует многокислотное основание, образуется основная соль:

CaO(изб.) + HCl = CaOHCl

Кислоты с кислотными оксидами реагируют редко, в общей степени реакции кислот с кислотными оксидами являются окислительно – восстановительными:

4HF + SiO2 = SiF4↑ + 2H2O 2H2S + SO2 = 3S↓ + 2H2O

2HClO4 + P2O5 = Cl2O7 + 2HPO3

3.Взаимодействие сильных кислот и кислот средней силы с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, с образованием соли и водорода (для всех кислот, кроме азотной и концентрированной серной). Слабые кислоты взаимодействуют только со щелочными и щелочноземельными металлами:

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑

4.Взаимодействие кислот с солями (более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей).

Вытеснение происходит из любых по составу солей – средних, кислых, основных. В результате реакции помимо более слабой или более летучей кислоты образуется средняя соль. Причем нелетучесть кислоты во многих случаях имеет большее значение, чем ее сила.

2HI + Pb(NO3)2 = PbI2↓ + 2HNO3

HNO3 + NaHS = NaNO3 + H2S↑

(CuOH)2CO3 + 4HCl = CO2↑ + 3H2O + 2CuCl2

Нелетучая, хотя и не самая сильная, H₂SO₄ вытесняет все кислоты из их солей, а ее не может вытеснить ни одна другая кислота (исключение - H₂S, которая вытесняет H₂SO₄ из сульфатов некоторых металлов).

NaCl + H2SO4(конц) = HCl + NaHSO4

H2S + ZnSO4 = ZnS↓ + H2SO4

Слабая и летучая H₂S вытесняет сильные, в том числе и H₂SO₄, т.к. почти все сульфиды не растворяются.

H2S + CuSO4 = CuS↓ + H2SO4

H2S + ZnSO4 = ZnS↓ + H2SO4

H2S +NiBr2 = NiS↓ + 2HB

Нелетучая H₃PO₄ (кислота средней силы) вытесняет сильные: соляную и азотную – летучие кислоты из их солей:

2H3PO4 + 3CaCl2 = Ca3(PO4)2↓ + 6HCl

H3PO4 + 3AgNO3 = Ag3PO4↓ + 3HNO3

Средние и комплексные соли, образованные амфолитами, легко разрушаются кислотами с образованием двух средних солей:

NaCrO2 + 4HCl = NaCl + CrCl3 + 2H2O

Na2[Zn(OH)4] + 4HBr = 2NaBr + ZnBr2 + 4H2O

K3[Fe(OH)6] + 6HCl = 3KCl + FeCl3 + 6H2O

При недостатке кислоты образуется средняя соль и амфотерный гидроксид в виде осадка:

KAlO2 + HCl(недост.) + H2O = KCl + Al(OH)3↓

Na2[Zn(OH)4] + 2HCl(недост.) = 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O

При взаимодействии многоосновной кислоты с солью этой кислоты, образуется кислая соль

Na2CO3 + H2CO3 =2NaHCO3

2NaHSO4 CaCO3 + H2CO3 = Ca(HCO3)2

Ca3(PO4)2 + 4H3PO4= 3Ca(H2PO4)2

Многоосновная кислота, взаимодействуя с кислой солью этой кислоты, образует кислую соль, содержащую большое число атомов водорода:

CaHPO4 + H3PO4 = Ca(H2PO4)2

Кислота, взаимодействуя с основной солью этой кислоты, образуется средняя соль и вода:

2HCl + Al(OH)2Cl = AlCl3 + 2H2O

H2SO4 + 2AlOHSO4 = Al2(SO4)3 + 2H2O

Между кислотами и солями возможны окислительно-восстановительные реакции:

2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S↓ +2HCl

3CuS + 8 HNO3 = 3CuSO4 + 8NO + 4H2O

2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O

Ряд кислот - каждая предыдущая кислота может вытеснить из соли последующую:

HNO3

H2SO4 HCl H2SO3 H2CO3 H2S H2SiO3

H3PO4

5. Действие растворов кислот на индикаторы. Практически все кислоты хорошо растворимы в воде. Растворы кислот в воде изменяют окраску специальных веществ – индикаторов. По окраске индикаторов определяют присутствие кислоты. Индикатор лакмус окрашивается растворами кислот в красный цвет, индикатор метиловый оранжевый – в розовый цвет, индикатор фенолфталеин остается бесцветным.

С водой кислоты, как правило, не взаимодействуют. Но метакислоты при растворении в воде переходят в ортокислоты:

HPO3 + H2O = H3PO4 HBO2 + H2O = H3BO3

СПЕЦИФИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТ

1.Некоторые кислоты разлагаются при нагревании:

t0 t0

H2SiO3 H2O + SiO2↓ H2CO3 H2O + CO2↑

( угольная кислота существуют только в растворе)

H2SO3 = SO2↑ + H2O 4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

3HNO2 = HNO3 + 2NO + H2O 2HNO2 = NO2 + NO + H2O

3HClO = 2HCl + HClO3 4H3PO3 = 3H3PO4 + PH3

Устойчивы к нагреванию только H₂SO₄ и H₃PO₄. Ортофосфорная кислота H₃PO₄ при длительном кипячении переходит сначала в дифосфорную, а затем в метафосфорную кислоту:

2H3PO4 = H4P2O7 + H2O H4P2O7 = 2HPO3 + H2O

2. При взаимодействии кислот с неметаллами (азотная и концентрированная серная кислота – сильные окислители, сероводородная и иодоводородная – сильные восстановители).

S + 6HNO3(конц.) = H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O

C + 5HNO3(конц.) = 4NO2 + CO2↑ + H2O

P + 5HNO3(конц.) = HPO3 + 5NO2 ↑ + 2H2O

S + 2HNO3(разб.) = H2SO4 + 2NO↑

P + HNO3(разб.) + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO↑

8

C + 2H2SO4(конц.) = 2SO2↑ + CO2↑ + 2H2O

При действии кислоты, обладающей сильными восстановительными свойствами на неметалл, последний восстанавливается до соответствующей кислоты, а кислота, взятая для реакции, обычно окисляется до неметалла, образующего эту кислоту. Возможны и другие продукты реакции:

H2S + Cl2 = 2HCl + S↓ (кроме F2)

H2SO3 + Cl2 + H2O = H2SO4 + 2HCl (кроме F2)

2H2S+ O2 = 2S↓ + 2H2O

2H2S(г) + 3O2 = 2SO­2 + 2H2O

2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2↓

Более активные галогены (активность галогенов падает в ряду F₂, Cl₂, Br₂, I₂) вытесняют (восстанавливают) менее активные из кислот типа НF (исключение составляет фтор, который в растворе реагирует не с кислотой, а с водой):

2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2↓ 2HI + Cl2 = 2HCl + I2↓

2HI + Br2 = 2HBr + I2↓

3.Взаимодействие серной кислоты с металлами (кроме Au, Pt, Os, Ta, Ir):

1) Металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода:

2H₂SO_4(разб.) + Cu CuSO₄ + 2H₂О↑ + SO₂

2) Щелочные металлы и Zn, Mg:

2 H₂SO_4(конц.) + Zn ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

3) Щелочноземельные металлы и Zn, Mg:

2H₂SO_4(конц.) + Mg MgSO₄+ SO₂↑ + H₂O

4) Тяжелые металлы (Pb, Cu, Ni, Zn, Cd, Co, Sb, Sn, Bi, Hg, Ag) и Fe:

Pb + 2H₂SO_4(конц.) Pb ²⁺SO₄+ SO₂↑ + 2H₂O

5) Al, Co, Fe, Ni и Cr на холоде с концентрированной серной кислотой не взаимодействуют (холодная концентрированная кислота пассивирует эти металлы). Поэтому эти реакции происходят при нагревании.

t0

6H2SO4(70%) + 2Al Al2(SO4)3 + 3SO2↑ +6 H2O

6H2SO4(70%) + 2Fe = Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O

t0

H2SO4(конц.) + Cr Cr2(SO4)n + SO2↑ + H2O

4.Взаимодействие азотной кислоты с металлами (кроме Au, Pt, Os, Ta, и Ir):

1) Щелочные и щелочноземельные металлы:

4HNO3(конц.) + Cu Cu (NO3)2 +2 H2O + 2NO2↑

10HNO3(разб.) + 4Zn 4Zn (NO3)n2 + NH4NO3 +3 H2O

2) Тяжелые металлы и Fe:

4HNO3(конц.) + Fe Fe(NO3)3 + NO2↑ +2H2O

Железо реагирует с концентрированной азотной кислотой только при нагревании.

t⁰

6HNO_3(конц.) + Fe Fe³⁺(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O

t⁰

4HNO_3(разб.) + Fe Fe³⁺(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O

3) Mg, Zn:

10HNO3(конц.) + 4Mg 4Mg (NO3)2 + NO↑ + 5H2O

8HNO3(разб.) +3Zn 3Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 4H2O

8HNO3(очень разб.) + 3Cu 3Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 4H2O

4) Al, Co, Fe, Ni и Cr на холоде с концентрированной азотной кислотой не взаимодействуют, но при нагревании реакция идет.

t0

6HNO3(конц.) + Al Al( NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O

5) HNO_3(конц.) при смешивании с HCl_(конц.) в соотношении 1:3 по объему, образует раствор, называемый «царской водкой», в котором растворяются Au, Pt и др. металлы:

HNO3 + 3HCl + Au = AuCl3 +NO↑ + 2H2O

4 HNO3 + 18 HCl + Pt = 3H2[PtCl6] + 4NO↑ + 8H2O

5. Возможны реакции между кислотами, обладающими сильными окислительными свойствами и кислотами, обладающими сильными восстановительными свойствами:

H2SO4(конц.) + 2HBr = Br2↓ + SO2↑ + 2H2O

H2SO4(конц.) + 8HI= 4I2↓ + H2S↑ + 4H2O

H2SO4(конц.) + HCl ≠ H2SO4(конц.) + HF ≠

H2SO4(конц.) + H2S = S↓ + SO2↑ + 2H2O

3H2SO4(конц.) + H2S = 4SO2 + 4H2O H2SO4(конц.) + 2H2S = 3S↓ +3H2O

8HNO3 + H2S = H2SO4 + 8NO2↑ + 4H2O

ПОЛУЧЕНИЕ КИСЛОТ

1. Взаимодействие кислотных оксидов с водой (для кислородсодержащих кислот):

Cl2O7 + H2O = 2HClO4 SO3 + H2O = H2SO4

P2O5 + 3 H2O = 2H3PO4 P2O5 + H2O= 2HPO3

2. Взаимодействие соответствующего неметалла с водородом (для бескислородных кислот):

H2 +Cl2 ⇆ 2HCl

H2 + S ⇆ H2S

При дальнейшем растворении образующихся газов в воде получают одноименные кислоты.

3. Взаимодействие кислот с солями (реакция обмена):

2NaCl + H2SO4(конц.) → Na2SO4 + 2HCl

FeS + H2SO4(разб.) → FeSO4 + H2S

CuSO4 + H2S → CuS + H2SO4

Ca3(PO4)2 + 3H2SO4→ 3CaSO4 + 2H3PO4

AgNO3 + HCl → AgCl + HNO3

4. Реакции с изменением степеней окисления:

3P + 5HNO3 + H2O =3H3PO4 + 5NO↑

S + 2HNO3 = H2SO4 + 2NO↑

H2O2 + SO2 = H2SO4

КИСЛОТЫ

Форму-ла кисло-ты	Название	Фор-мула кислотного остатка	Название кислотного остатка и соли	Оксид соответ- ствую- щей кислоты
HCl HBr HI H2S HNO3 HNO2 HAlO2 H3AlO3 HMnO4 H2MnO3 (H4MnO) H2MnO4 H2SO4 H2SO3 H2S2O7 H2S2O3 H2CO3 H2SiO3 H4SiO4 H2ZnO2 H3PO4 HPO3 H3PO3 H3PO2 H4P2O7 H4CrO4 HCrO2 H2Cr2O7 HClO HClO2 HClO3 HClO4 HCN HSCN HF H2Se H2SeO3 H2SeO4 HAsO3 H3AsO4 HAsO2 H3AuO3 HAuCl4 HBO2 H3BO3 H2B4O7 HBrO HBrO2 HBrO3 HBrO4 H2FeO4 HIO HIO2 HIO3 HIO4 H2MoO4 HVO3 H2WO4 H2SiF6 H2SnO3 H2SnO2	Хлороводородная Бромоводородная Иодоводородная Сероводородная Азотная Азотистая Метаалюминиевая Ортоалюминиевая Марганцовая Марганцоватистая Марганцовистая Серная Сернистая Двусерная (пиросерная) Тиосерная Угольная Кремниевая (метакремниевая) Ортокремниевая Цинковая Ортофосфорная Метафосфорная Фосфористая Фосфорноватистая Двуфосфорная (пирофосфорная) Хромовая Метахромистая Дихромовая Хлорноватистая Хлористая Хлорноватая Хлорная Циановодородная Роданистоводородная Фтороводородная Селеноводородная Селенистая Селеновая Метамышьяковая Ортомышьяковая Метамышьяковистая Золотая Золотохлористоводородная Метаборная Ортоборная Четырехборная Бромноватистая Бромистая Бромноватая Бромная Железная Иодноватистая Иодистая Иодноватая Иодная Молибденовая Ванадиевая Вольфрамовая Кремнефтористоводородная Оловянная Оловянистая	Cl- Br- I- S- NO3- NO2- AlO2- AlO3-3 MnO4- MnO32- MnO44- MnO42- SO42- SO32- S2O72- S2O32- CO32- SiO32- SiO32- ZnO22- PO43- PO3- PO33- PO23- P2O74- CrO44- CrO2- Cr2O72- ClO- ClO2- ClO3- ClO4- CN- SCN- F- Se2- SeO32- SeO42- AsO3- AsO43- AsO2- AuO33- AuCl4- BO2- BO3-3 B4O72- BrO- BrO2- BrO3- BrO4- FeO42- IO- IO2- IO3- IO4- MoO42- VO3- WO42- SiF62- SnO32- SnO22-	Хлорид Бромид Иодид Сульфид Нитрат Нитрит Метаалюминат Ортоалюминат Перманганат Манганит Манганат Сульфат Сульфит Дисульфат (пиросульфат) Тиосульфат Карбонат Силикат (метасиликат) Ортосиликат Цинкат Ортофосфат Метафосфат Фосфит Гипофосфит Дифосфат (пирофосфат) Хромат Метахромит Дихромат Гипохлорит Хлорит Хлорат Перхлорат Цианид Роданид Фторид Селенид Селенит Селенат Метаарсенат Ортоарсенат Метаарсенит Аурат Хлораурат Метаборат Ортоборат Тетраборат Гипобромит Бромит Бромат Пербромат Феррат Гипоиодит Иодит Иодат Периодат Молибдат Ванадат Вольфрамат Фторосиликат Станнат Станнит	- - - - N2O5 N2O3 Al2O3 Al2O3 Mn2O7 MnO2 MnO3 SO3 SO2 SO3 (S2O6) SO CO2 SiO2 SiO2 ZnO P2O5 P2O5 P2O3 P2O P2O5 CrO2 CrO3 CrO3 Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7 - - - - SeO2 SeO3 As2O5 As2O5 As2O3 Au2O3 - B2O3 B2O3 B2O3 Br2O Br2O3 Br2O5 Br2O7 FeO3 I2O I2O3 I2O5 I2O7 MoO3 V2O5 WO3 - SnO2 SnO

ПРИМЕНЕНИЕ КИСЛОТ В СТРОИТЕЛЬСТВЕ

Пла́виковая кислота́ (фтороводоро́дная кислота́) — водный раствор фтороводорода (HF). Промышленностью выпускается в виде 40 % (чаще), а также 50 % и 72 % растворов. Название «плавиковая кислота» происходит от плавикового шпата, из которого получают фтороводород.

• Раствор фтороводорода применяется для прозрачного травления силикатного стекла (например, нанесение надписей, для этого стекло покрывают парафином, прорезая отверстия для травления). Матовое травление получают в парах фтороводорода.

• Для травления кремния в полупроводниковой промышленности.

• В составе травильных, травильно-полировальных смесей, растворов для электрохимической обработки нержавеющей стали и специальных сплавов.

Ортофо́сфорная кислота́ (фо́сфорная кислота́) — неорганическая кислота с химической формулой H₃PO₄, которая при стандартных условиях представляет собой бесцветные гигроскопичные кристаллы.

Используется при пайке в качестве флюса (по окисленной меди, по чёрному металлу, по нержавеющей стали), для исследований в области молекулярной биологии. Применяется также для очищения от ржавчины металлических поверхностей. Образует на обработанной поверхности защитную плёнку, предотвращая дальнейшую коррозию.

Соляная кислота (HCl) при отделении углекислого газа (CO₂) разлагает известняк (CaCO₃). Разбавленная соляная кислота применяется для очистки (раскисления) кирпичной кладки и для удаления известковых отложений.

Серная кислота (H₂SO₄) как составляющая часть «кислотных дождей» образует вместе с нерастворимыми в воде известняками водорастворимый сульфат кальция (CaSO₄), который, как гипс, либо уносится вместе с водой, либо приводит к повреждениям строительных конструкций за счет кристаллизации («сульфатизации») и связанным с ней увеличением объема и отслоением материала. Серная кислота сильно притягивает воду (она гигроскопична). Поэтому при разбавлении водой необходимо кислоту вливать в воду!

Определение и классификация

снования  — это химические соединения, состоящие из атомов металлов или ионов  аммония ( NH₄ )⁺ и одной или нескольких гидроксогрупп ( ОН ) ,способных замещаться на кислотные остатки.

Основания – это электролиты, которые диссоциируют в водном растворе с образованием анионов – гидроксид – ионов ( ОН) ⁻.

Основания классифицируют по:

• числу гидроксидных групп в молекуле

- однокислотные NaOH, KOH, NH₄OH

- двухкислотные Ca(OH)_2, Cu(OH)_2, Fe(OH)₂

- трехкислотные Ni(OH)_3, Co(OH)_3, Al(OH)₃

• растворимости в воде

- растворимые в воде сильные основания( щелочи )

LiOH - гидроксид лития

KOH - гидроксид калия

RbOH -гидроксид рубидия

CsOH - гидроксид цезия

- нерастворимые в воде слабые основания

Cu(OH)₂ – гидроксид меди (II)

Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II)

Ni(OH)₃ – гидроксид никеля (III)

• стабильности

- стабильные NaOH, Ba(OH)₂

- нестабильные NH₄OH

• степени диссоциации

- сильные ( степень диссоциации > 30% ) – щелочи: NaOH, KOH, LiOH, Ba(OH)₂

- слабые ( степень диссоциации < 3% ) – нерастворимые основания и NH₄OH.

ГРАФИЧЕСКИЕ ФОРМУЛЫ

В графической формуле основания число гидроксогрупп равно

степени окисления металла и атомы водорода гидроксогруппы связаны

с атомом металла через атомы кислорода, например:

NaOH

Na — О — H

Ca(OH)2

O — H

Ca

O — H

Al(OH)3

O — H

Al —O — H

O — H

НОМЕНКЛАТУРА

Названия оснований составляются из слова « гидроксид » и русского названия элемента в родительном падеже с указанием валентности (если металл имеет переменную валентность) римскими цифрами в скобках без пробела. Например, LiOH – гидроксид лития, Fe( OH )₂ – гидроксид железа(ІІ), Fe( OH )₃ – гидроксид железа( ІІІ ). Часто для наиболее известных оснований используют традиционные технические названия, например, NaOH – едкий натр, Са( ОН )₂ – гашеная известь и т. д.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

По агрегатному состоянию практически все основания, кроме гидроксида аммония NH₄OH, представляют собой твердые вещества разного цвета: основания, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, являются бесцветными веществами, многие основания имеют окраску.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕКОТОРЫХ ОСНОВАНИЙ

Основания		Цвет	Физические свойства
NaOH		белый	Твердый, очень гигроскопический кристалл. Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворим в воде.
KOH		белый	Твердый, очень гигроскопический. кристалл. Расплывается на воздухе, поглощая углекислый газ. Плавится и кипит без разложения. Хорошо растворим в воде.
Ca(OH)2		белый	Белый порошок. Разлагается при нагревании без плавления. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Мало растворим в холодной воде(образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде.
Al(OH)3		белый	Аморфный(гелеобразный) или кристаллический. Рзлагается при нагревании без плавления. Практически не растворяется в воде.
Cr(OH)3	серо – зеленый			Разлагается при нагревании, теряя воду. Не растворяется в воде.

Твердые основания не имеют запаха. Жидкое основание NH₄OH, которое образуется в результате растворения газообразного аммиака NH₃ в воде, обладает запахом аммиака.

Кристаллическая решетка щелочей состоит из ионов металла и гидроксид-ионов, связанных ионной связью. Ионы металла, входящие в состав щелочей, отличаются малыми зарядами и большими радиусами.

Чем меньше заряд и больше радиус этих ионов, тем слабее удерживают они гидроксид-ионы и лучше растворяются в воде.

Гидроксды щелочных металлов называют едкими щелочами. Едкие щелочи легко поглощают воду из воздуха и растворяются в ней (расплываются), поэтому их хранят в закрытой посуде.

ДИССОЦИАЦИЯ ОСНОВАНИЙ

1. Диссоциация однокислотных оснований:

NaOH Na + + OH −
KOH K + + OH −
NH4OH NH4 ++ OH −

2. Двух - и многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Ca( ОН )2Са( ОН ) + + OH − (1 ступень)

Ca( OH ) +Ca 2+ +OH − ( 2 ступень)

Fe( OH )2FeOH + + OH − ( 1 ступень)

FeOH + Fe 2+ + OH − (2 ступень)

Ni( OH )2NiOH + + OH − ( 1 ступень)

NiOH +Ni 2+ + OH − (2 ступень )

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ

Химические свойства оснований определяются наличием в их молекулах ионов гидроксильных групп.

а) Общие свойства оснований:

1. Реакция нейтрализации. Общим свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием солей:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

2NaOH + H2S = Na2S + 2H2O

Ba( OH )2 + H2SО4 = BaSO4↓ + 2H2O

Cu( OH )2 + 2HNO3 = Cu( NO3 )2 + 2H2O

2KOH + H3PO4 = K2HPO4 + 2H2O

Ni( OH )3 + H2SО4 = NiOHSO4 + 2H2O

2. Основания взаимодействуют с кислотными оксидами.

Растворимые в воде основания реагируют с кислотными оксидами при обычных условиях:

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

2NaOH + SO3 = Na2SO4 + H2O

2KOH + SO3 = K2SO4 + H2O

2LiOH + SO3 = Li2SO4 + H2O

Ba( OH )2 + CO2 = BaCO3↓ + H2O

Ca( OH )2 + CO2 = CаCO3↓ + H2O

При взаимодействии щелочи с избытком кислотного оксида образуется кислая соль:

NaOH + CO2 → NaHCO3

Ca( OH )2 + CO2 → Ca( HCO3 )2

Нерастворимые в воде основания реагируют с кислотными оксидами при сплавлении:

to

SiO2 + Mg( OH )2 → MgSiO3 + H2O↑

Они так же могут вступать в реакцию с кислыми солями:

Ca( HCO3 )2 + Ba( OH )2 = BaCO3↓ + CaCO3↓ + H2O

Cu( OH )2 + 2NaHSO4 = Cu SO4 + Na2SО4 + H2O

3. Растворы оснований изменяют окраску индикаторов:

Среда / Индикатор	Лакмус	Метилоранж	Фенолфталеин
Щелочная среда	Синий	Желтый	Малиновый

б) Свойства растворимых оснований:

1. Растворы щелочей вступают в обменные реакции с растворами солей, если в результате образуется слабое основание или нерастворимая соль:

3NaOH + FeCI3 = Fe( OH )3↓+ 3NaCl

2NaOH + CuSO4 = Cu( OH )2↓ + Na2SO4

2KOH + CuSO4 = Cu( OH )2↓ + K2SO4

Ba( OH )2 + Na2SO4 = BaSO4↓ + 2NaOH

2. Растворимые в воде основания реагируют с амфотерными оксидами:

в растворе образуется комплексная соль:

2NaOH + ZnO + H2O = Na2[Zn( OH )4]

2KOH + Al2O3 + H2O = 2K[Al( OH )4]

при сплавлении твердых веществ – образуется средняя соль:

2NaOH(тв) + ZnO = Na2ZnO2 + H2O↑

2NaOH(тв) + Al2O3 = 2NaAlO2 + H2O↑

3. Металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды, взаимодействуют со щелочами. При этом образуются водород и

в растворах комплексная соль:

2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn( OH )4] + H2↑

2Al + 2NaOH + 2H2O = Na[Al( OH )4] + 3H2↑

в расплавах средняя соль:

Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2↑

Pb + 2KOH = K2PbO2 + H2↑

Zn +2NaOH = Na2ZnO2 + H2↑

Исключение cоcтавляют: Fe и Cr, которые в отличие от их амфотерных оксидов Fe₂O₃ и Cr₂O₃ и гидроксидов Fe( OH )₃ и Cr( OH )₃ со щелочами не взаимодействуют.

4. Основания редко вступают в реакции с неметаллами. Щелочи взаимодействуют с Si, S, P, F_2, Cl_2, Br_2, I_2.

2F2 + 2NaOH = 2 NaF + OF2↑ + H2O

4P + 3NaOH + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3↑

При этом часто в результате диспропорционирования, образуются две соли:

3S + 6KOH = 2K2S + K2SO3 + 3H2O

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 +3H2O

в) Свойства нерастворимых оснований:

1. Гидроксиды, обладающие восстановительными свойствами, окисляются кислородом:

4Fe( OH ) 2 + O2 + 2H2O = 4Fe( OH )3

2Mn( OH )2 + O2 + 2H2O = 2Mn( OH )4

2. Гидроксиды d-металлов вступают в реакции комплексообразования:

Cu( OH )2 + 4NH3 = [Cu( NH3 )4]( OH )2

Cu( OH )2 + 2NaOH = Na2[Cu( OH )4]

2. При нагревании нерастворимые в воде основания разлагаются на соответствующий оксид и воду:

to

Сu( OH )2 = CuO + H2O↑

to

2Fe( OH )3 = Fe2O3 + 3H2O

Некоторые основания разлагаются даже при комнатной температуре:

2AgOH = Ag 2O + H 2O

Hg( OH )2 = HgO + H2O

NH4 = NH3 + H2O

Основания только щелочных металлов термостойки:

to to

NaOH ≠ KOH ≠

Исключением является гидроксид лития:

to

2LiOH = Li2O + H2O↑

3. Нерастворимые в воде основания реагируют с кислотными оксидами при сплавлении:

to

SiO2 + Mg( OH )2 → MgSiO3 + H2O↑

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ

Способы получения щелочей и нерастворимых оснований различны.

а) щелочей