21

Основные оксиды
3.1.1.Химические свойства основных оксидов
3.2. Кислотные оксиды
3.2.1. Химические свойства

кислотных оксидов
3.3. Амфотерные оксиды
3.3.1. Химические свойства амфотерных оксидов
3. 4. Пероксиды
4. Кислоты
4.1.Номенклатура кислот
4.2. Химические свойства кислот
5. Основания
5.1.Номенклатура оснований
5.2. Химические свойства оснований
6. Соли
6.1. Двойные соли

Содержание

Al, Cl2, O3, Na. . Являются формой существования химических элементов

в свободном виде; или, иначе говоря, химические элементы, не связанные химически ни с каким другим элементом, образуют простые вещества.
В зависимости от типа химической связи между атомами простые вещества могут быть металлами и неметаллами

1. Простые вещества

процесс, при котором один химический элемент может трансформироваться в два

или больше простых веществ. К примеру, атомы кислорода могут преобразоваться в два других различных вещества – кислород(О2 )и озон(O3), а сера(S) – кристаллическую и пластическую серу. Аллотропные формы углерода: алмаз; графит; аморфный углерод; C60 (фуллерен); графен; однослойная нанотрубка.

химическое строение, но состоят из двух видов атомов. 
Номенклатура:
Названия бинарных веществ,

образуются добавлением к названию более электроотрицательного элемента суффикса –ид.
При необходимости, к названиям элементов добавляют кратные приставки или указывают в скобках степень окисления электроположительного элемента без пробела.
Примеры бинарных соединений: NO – оксид азота(II), SiC – карбид кремния, Li3N – нитрид лития.
К бинарным соединениям обычно не относят основные и кислотные, то есть солеобразующие оксиды. При этом несолеобразующие оксиды включают в бинарные соединения..  

2. Бинарные соединения

Основные оксиды образуются химическими элементами — металлами.
Примеры основных оксидов:
Оксид натрия 

Na2O, оксид меди(II) CuO.

3.1. Основные оксиды

валентности в низшей степени окисления (например, CaO, FeO), реагируют с

кислотами и кислотными оксидами, образуя при этом соли:
CaO (основной оксид)+CO2 (кислотный оксид)=СaCO3 (соль)
2. Основные оксиды также взаимодействуют с амфотерными оксидами, в результате чего происходит образование соли, например:
CaO+ZnO=CaZnO2

3.1.1.Химические свойства основных оксидов:

(основной оксид)+H2O (вода)=Ba(OH)2 (основание щелочнозем. металла)
4. Многие основные оксиды имеют характер

восстанавливаться до веществ, состоящих из атомов одного химического элемента: 3CuO+2NH3 =3Cu+3H2 O+N2
5. При нагревании разлагаются только оксиды ртути и благородных металлов:
2HgO=2Hg+O2

оксиды образуют элементы — неметаллы. Например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2.
Также кислотные

оксиды могут быть образованы металлическими химическими элементами, в которых те проявляют степень окисления от +5 до +8. Например, оксид хрома(VI)  CrO3 и оксид марганца(VII) Mn2O7.

3.2. Кислотные оксиды

с которой образуют кислоты:
CO2 +H2 O =H2 CO3 (угольная кислота)
2. Кислотные оксиды могут взаимодействовать

с другими видами оксидов – основными, образуя при этом соли:
SO3 (кислотный оксид)+Na2 O (основной оксид)=Na2 So4 (соль – сульфат натрия)

3.2.1. Химические свойства кислотных оксидов:

образуются соли:
SO3 (кислотный оксид)+2NaOH (основание)=Na2 SO4 (соль- сульфат натрия)+H2 O (вода)
Если данному оксиду соответствует

многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:
Na2 SO4 (сульфат натрия)+2H2 O (вода)+SO3 (оксид серы)=2NaHSO4 (кислая соль – гидросульфат натрия)+H2 O (вода)
4. Нелетучие кислотные оксиды в солях имеют способность замещать летучие оксиды:
SiO2 (оксид кремния)+Na2 CO3 (карбонат натрия)3+Na2 SiO3 (соль – метасиликат натрия)+CO2

основаниями, образуя соли.
Амфотерные свойства проявляет оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2O3, оксид

бериллия BeO.
 Если металлический элемент имеет переменную валентность (проявляет несколько степеней окисления), то из всех образуемых им оксидов амфотерными свойствами обладают те, в которых этот элемент имеет промежуточную валентность (промежуточную степень окисления).
Например, хром может быть двухвалентен, трёхвалентен и шестивалентен.
Амфотерными свойствами обладает именно оксид хрома (III) Cr2O3.

3.3. Амфотерные оксиды

амфотерные оксиды взаимодействуют, как правило, с сильными и средними кислотами

и их оксидами.
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + CO2 ≠
2. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.
Оксиды взаимодействуют с водой, только когда им соответствуют растворимые гидроксиды, а все амфотерные гидроксиды — нерастворимые.
амфотерный оксид + вода ≠
3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами.
При этом механизм реакции и продукты различаются в зависимости от условий проведения процесса — в растворе или расплаве.

3.3.1. Химические свойства амфотерных оксидов:

содержащие пероксогруппу —О—О— (например, пероксид водорода Н2О2, пероксид натрия Na2O2). В пероксидах кислород имеет степень

окисления −1. Существуют неорганические и органические пероксиды.
Неорганические пероксиды в виде бинарных или комплексных соединений известны почти для всех элементов. Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя соответствующий гидроксид и пероксид водорода.

3. 4. Пероксиды

или несколько атомов водорода и кислотный остаток. Кислоты классифицируют по

таким признакам: а) по наличию или отсутствию кислорода в молекуле и б) по числу атомов водорода.
По первому признаку кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные:

4. Кислоты

делятся на одноосновные (с одним атомом водорода), двухосновные (с 2 атомами Н) и многоосновные (с 3

и более атомами Н).

и прибавлением слов «водородная кислота»: HF – фтороводородная; HCl – хлороводородная, H2S –

сероводородная.
Названия кислородосодержащих кислот строятся следующим образом: название элемента+суффикс(ная, овая, истая и пр.) кислота. 
Например, H2S+6O4 — серная кислота, но H2S+4O3 сернистая кислота
HCl+7O4 — хлорная кислота,
HCl+5O3 — хлорноватая кислота,
HCl+3O2 — хлористая кислота,
HCl+1O -  хлорноватистая кислота.
Если элемент в одной и той же степени окисления образует несколько кислородсодержащих кислот, то к названию кислоты с меньшим содержанием кислородных атомов добавляется приставка мета-, при наибольшем числе – приставка орто-. Например, HPO3 метафосфорная кислота и H3PO4 ортофосфорная кислота.

4.1.Номенклатура кислот

универсальный индикатор становятся красными.
2. Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду

активности металлов левее водорода. В результате реакции образуется соль и выделяется водород.
Mg+2HCl→MgCl2+H2↑.
3.  Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами. В результате реакции обмена образуются соль и вода.
K2O+2HNO3→2KNO3+H2O,Al2O3+6HCl→2AlCl3+3H2O.
4.   Кислоты реагируют с основаниями и с амфотерными гидроксидами, образуя соль и воду. 
   KOH+HNO3→KNO3+H2O
 Реакции обмена между кислотами и основаниями называют реакциями нейтрализации.

4.2. Химические свойства кислот

один из продуктов выпадает в осадок.
H2SO4+BaCl2→BaSO4↓+2HCl
Б) Продукт реакции при обычных условиях, либо при

нагревании, улетучивается.
NaCl(тв.)+H2SO4(конц.)→Na2SO4+2HCl↑
В) Если кислота, которая вступает в реакцию, является сильным электролитом, то кислота, которая образуется — слабым.
2HCl+CaCO3→CaCl2+H2O+CO2↑
6. Разложение кислородсодержащих кислот.
При разложении кислот образуются кислотный оксид и вода.
H2CO3⇄H2O+CO2↑

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.

одной или несколькими гидроксильными группами - ОН. 
По растворимости делят:

5. Основания

из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже: KOH

– гидроксид калия, Ba(OH)2 – гидроксид бария, Al(OH)3 – гидроксид алюминия т.д. Если металл образует несколько оснований, то указывается валентность (степень окисления) металла римской цифрой в скобках после названия: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III), Sn(OH)2 – гидроксид олова (II), Sn(OH)4 – гидроксид олова (IV) и т.д.
Основание NH4OH имеет название гидроксид аммония (NH4+ – катион аммония).

и воды, причем, нерастворимые в воде основания взаимодействуют только с

растворимыми в воде кислотами:
NaOH + HCl = NaCl + H2O.
2. Нерастворимые в воде основания термически неустойчивы, т.е. при нагревании они подвергаются разложению с образованием оксидов:
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3 H2O;
3. Щелочи (растворимые в воде основания) взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей:
NaOH + CO2 = NaHCO3.

5.1. Химические свойства оснований

некоторыми неметаллами:
2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 +H2↑.
5. Некоторые основания

вступают в реакции обмена с солями:
Ba(OH)2 + Na2SO4 = 2NaOH + BaSO4↓.
6. Амфотерные гидроксиды (основания) проявляют также свойства слабых кислот и реагируют с щелочами:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].
К амфотерным основаниям относятся гидроксиды алюминия, цинка. хрома (III) и др.

остатками.
Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны

не атомы металла, а частицы NH4+. Например, NaCl – хлорид натрия, (NH4)2SO4 – сульфат аммония.
Номенклатура:
Названия солей составляются из названия кислотного остатка и названия металла. Главным в названии является кислотный остаток. Н азвания кислородсодержащих солей имеют окончания "ат", а названия бескислородных солей – окончания "ид". В некоторых случаях для кислородсодержащих солей может использоваться окончание "ит". Например, Na2SO3 – сульфит натрия. Это делается для того, чтобы различать соли серной кислоты (H2SO4) и сернистой кислоты (H2SO3) и в других таких же случаях.

6. Соли

свинца
Кислые соли, помимо ионов металла и кислотного остатка, содержат ионы

водорода.
Названия кислых солей содержат приставку "гидро». Например:
NaHCO3 – гидрокарбонат натрия,
K2HPO4 – гидрофосфат калия,
KH2PO4 – дигидрофосфат калия.
Основные соли образуются при неполной нейтрализации основания. Названия основных солей образуют с помощью приставки "гидроксо". Например:
Mg(OH)Cl гидроксохлорид магния

рассматривать как продукт замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы

разных металлов, или как продукт замещения гидроксильных групп многокислотного основания на кислотные остатки разных кислот. Примером является KAl(SO4)2·12H2O алюмокалиевые квасцы, сульфат алюминия-калия, KCr(SO4)2 хромовокалиевые квасцы, сульфат хрома – калия.

6.1. Двойные соли