Кислотные гидроксиды — это… Что такое Кислотные гидроксиды?

Неоргани́ческие кисло́ты — неорганические вещества, молекулы которых при электролитической диссоциации в водной среде отщепляют протоны, в результате чего в растворе образуются гидроксоний-катионы Н₃О⁺ и анионы кислотных остатков А:

НА + Н₂O ↔ Н₃О⁺ + А (1)

Исключение составляет борная кислота В(ОН)₃, которая акцептирует ионы ОН^—, в результате чего в водном растворе создается избыток гидроксоний-катионов:

В(ОН)₃ + 2Н₂O ↔ [B(OH)₄]^— + H₃O⁺

Число отщепляемых от молекулы кислоты протонов называется основностью кислоты. Теории кислот и оснований (Брёнстеда, Льюиса и др.) кроме указанных выше относят к кислотам многие иные соединения. Общее свойство кислот — способность реагировать с основаниями и основными оксидами с образованием солей, например:

HNO₃ + NaOH → NaNO ₃ + H₂O

2HCl + CaO → CaCl₂ + H₂O

Классификация кислот

Кислоты неорганические подразделяют на кислородсодержащие (оксокислоты) общей формулы Н_nЭО_m, где Э — кислотообразующий элемент, и бескислородные H_nХ, где Х — галоген, халькоген== Ссылки == или неорганический бескислородный радикал (CN, NCS, N₃ и др.). Оксокислоты характерны для многих химических элементов, особенно для элементов в высоких (+3 и выше) степенях окисления.

Атомы Н в оксокислотах обычно связаны с кислородом. Если в оксокислоте имеются атомы Н, не связанные с кислородом (например, два атома Н, образующие связи Р-Н в Н₃РО₂), то они не отщепляются в водном растворе с образованием Н₃O⁺ и не принимают участия в реакции кислот с основаниями. Некоторые кислоты известны в двух таутомерных формах, различающихся положением атома Н, например.:

Молекулы многих кислот содержат более одного атома кислотообразующего элемента Э. Очень многочисленны изополикислоты, содержащие атомы Э, связанные через атом кислорода, причем фрагменты -Э-О-Э- могут образовать как открытые цепи (например, в Н₄Р₂О₇), так и циклические структуры [например, в (НРО₃)_n]. В некоторых кислотах содержатся цепи из одинаковых атомов, например, цепи -S-S- в политионовых кислотах H₂S_nO₆ или сульфанах H₂S_n. Известны гетерополикислоты, имеющие фрагменты -Э-О-Э’-, где Э и Э’-атомы двух разных элементов, например: H₄[SiW₁₂O₄₀]×14H₂O. Существует множество комплексных кислот, например: H₂[SiF₆], H[AuCl₄], H₄[Fe(CN)₆]. Кислоты аналогичные оксокислотам, но содержащие вместо атома (атомов) кислорода серу, называются тиокислотами, например Н

2S₂O₃, Н₃AsS₃. Пероксокислоты, например H₂S₂O₈, имеют пероксогруппы -О-О-.

Константу равновесия реакции (1) называют константой кислотности Ka. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, каждой ступени отвечает своя К_a, причем всегда K_a(1)«K_a(2) ориентировочно каждая последующая Ka меньше предыдущей на 5 порядков. По значению рК₁ = -lgK_a(1) Неорганические кислоты подразделяют на очень слабые, слабые, средней силы, сильные, очень сильные. Согласно правилу Полинга, для очень слабых оксокислот НnЭOm разность m — n = 0, для слабых, сильных и очень сильных эта разность составляет соответственно 1, 2 и 3. Данная закономерность обусловлена сдвигом электронной плотности от связи Н-О к связям Э = O (содержащим атом О с большим значением электроотрицательности) и делокализацией электронной плотности в анионе.

Характеристики кислот

Для характеристики кислотности веществ в неводных средах используют функцию кислотности Гаммета Н₀. Известны жидкости, для которых Н₀ более отрицательна, чем для концентрированных водных растворов очень сильных кислот, таких, как HNO₃, Н₂SO₄. Эти жидкости называются сверхкислотами. Примеры: 100%-ная H₂SO₄ (H₀ = −12), безводная фторсульфоновая кислота HSO₃F (H₀ = −15), смесь HF и SbF₅, (H₀ = −17), 7%-ный раствор SbF₅ в HSO₃F (Н₀ = −19,4). Эквимолярную смесь HSO₃F и SbF₅ называют «магической кислотой». Сверхкислотность обусловлена исключительной слабостью взаимодействия с протоном соответствующих анионов (HSO₄^—, SbF₆^— и др.). В среде сверхкислот протонируются вещества, обычно не проявляющие основных свойств, в частности углеводороды. Это явление используют на практике, преимущественно в органического синтезе (алкилирование по Фриделю — Крафтсу, гидрирование нефти и др.).

Многие оксокислоты (HNO₃, HMnO₄, Н₂Cr₂O₇, HClO и др.) — сильные окислители. Окислительная активность этих кислот в водном растворе выражена сильнее, чем у их солей. Все пероксокислоты — сильные окислители. Неорганические кислоты всегда менее термически устойчивы, чем их соли, образованные активными металлами (Na, К и др.). Некоторые кислоты (Н₂СО₃, Н₂SO₃, HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений эти кислоты существуют только в растворе.

Общие методы получения кислот

1. взаимодействие оксидов (ангидридов) с водой, например:

Р₂O₅ + Н₂O → Н₃РО₄

2. вытеснение более летучей кислоты из ее соли менее летучей кислотой, например:

CaF₂ + H

2SO₄ → CaSO₄ + 2HF

3. действие H₂SO₄ на раствор бариевой соли данной кислоты, например:

Ва(Н₂РО₂)₂ + H₂SO₄ → BaSO₄ + 2Н₃РО₂;

4. гидролиз галогенидов или солей, например:

PI₃ + 3Н₂O → Н₃РО₃ + 3HI

Al₂Se₃ + 6H₂O → 2Al(ОН)₃ + 3H₂Se

замена катионов растворенных солей на Н⁺ с помощью катионита. Существует также множество др. методов получения кислот.

Применение

Кислоты применяют в промышленности и в научных исследованиях. В больших количествах производят серную кислоту, азотную кислоту, фосфорную кислоту, соляную кислоту и др.

Литература

1. Некрасов Б. В., Основы общей химии, 3 изд., т. 1—2. М., 1973;
2. Кемпбел Дж., Современная общая химия, пер. с англ., т. 1—3, М., 1975;
3. Белл Р., Протон в химии, пер. с англ., М., 1977;
4. Хьюн Д., Неорганическая химия, пер. с англ., М., 1987.

Wikimedia Foundation. 2010.

dic.academic.ru

Кислотные гидроксиды Википедия

Неоргани́ческие (минера́льные) кисло́ты — неорганические вещества, обладающие комплексом физико-химических свойств, которые присущи кислотам. Вещества кислотной природы известны для большинства химических элементов за исключением щелочных и щёлочноземельных металлов.

Свойства и классификация неорганических кислот[ | ]

Формы существования и агрегатное состояние[ | ]

Большинство неорганических кислот при обычных условиях существуют в жидком состоянии, некоторые – в твёрдом состоянии (ортофосфорная, борная, вольфрамовая, поликремниевые (гидраты SiO₂) и др.). Кислотами также являются водные растворы некоторых газообразных соединений (галогеноводородов, сероводорода H₂S, диоксида азота NO

2, диоксида углерода CO₂ и др.). Некоторые кислоты (например, угольную Н₂СО₃, сернистую Н₂SO₃, хлорноватистую HClO и др.) невозможно выделить в виде индивидуальных соединений, они существуют только в растворе.

По химическому составу различают бескислородные кислоты (HCl, H₂S, HF, HCN) и кислородсодержащие (оксокислоты)(H₂SO₄, H₃PO₄)^[1]. Состав бескислородных кислот можно описать формулой: H_nХ, где Х — химический элемент образующий кислоту (галоген, халькоген) или бескислородный радикал: например, бромоводородная HBr, циановодородная HCN, азидоводородная HN₃ кислоты. В свою очередь, все кислородсодержащие кислоты имеют состав, который можно выразить формулой: Н_nXО_m, где X — химический элемент, образующий кислоту.

Таутомерные формы родановодородной кислоты Таутомерные формы фосфористой кислоты

Атомы водорода в кислородсодержащих кислотах чаще всего связаны с кислородом полярной ковалентной связью. Известны кислоты с несколькими (чаще двумя) таутоме

ru-wiki.ru

Ростислав Александрович Лидин. Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

   Сложные вещества образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам:
 
 
   Оксиды – соединения элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (-II). Делятся по составу и химическим свойствам:
 
 
   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

+IIF₂^-I и H₂^+IO₂^-I. Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения, например S^+IVCl₂^-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 Li₂O, MgO, СаО и SrO при сжигании на воздухе; оксиды Na₂O, К₂O, Rb₂O, Cs₂O и ВаО получают другими способами.
   Оксиды CuO, Ag₂O 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, SeO₂, Р₂O₅, As₂O₃, СO₂ и SiO₂ при сжигании на воздухе; оксиды Cl₂O, Cl₂O₇, I₂O₅, SO₃, SeO₃, N₂O₃, N₂O₅ и As₂O₅ получают другими способами.
   Исключение: у оксидов NO₂ и ClO₂ нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO₂ и ClO₂ реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а ClO₂ и с водой, образуя две кислоты:
   а) 2NO₂ + 2NaOH = NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O
   б) 2ClO₂ + Н₂O (хол.) = НClO₂ + НClO₃
   2ClO₂ + 2NaOH (хол.) = NaClO₂ + NaClO₃ + H₂O
   Оксиды CrO₃ и Mn₂O₇ (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, Cr₂O₃, ZnO, Al₂O₃, GeO₂, SnO₂ и РЬО; амфотерные оксиды Ga₂O₃, SnO и РЬO₂ 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^IIFe₂^III)O₄, (Рb₂^IIPb^IV)O₄, (MgAl₂)O₄, (CaTi)O₃.
   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, N₂O, SiO, S₂O.
   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:
   М₂O + Н₂O = 2МОН (М = Li, Na, К, Rb, Cs)
   МО + Н₂O = 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 = Li₂O + Н₂O
   М(ОН)₂ = МО + Н₂O (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, Н₃O⁺) и следующие анионы, или кислотные остатки:
 
 
   Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции):
   Cl₂O + H₂O = 2HClO
   Е₂O₃ + Н₂O = 2НЕO₂ (Е = N, As)
   As₂O₃ + 3H₂O = 2H₃AsO₃
   EO₂ + H₂O = H₂EO₃ (Е = С, Se)
   E₂O₅ + H₂O = 2HEO₃ (Е = N, Р, I)
   E₂O₅ + 3H₂O = 2H₃EO₄ (E = P, As)
   EO₃ + H₂O = H₂EO₄ (E = S, Se, Cr)
   E₂O₇ + H₂O = 2HEO₄ (E = Cl, Mn)
   Исключение: оксиду SO₂ в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO₂nН₂O («сернистая кислота H₂SO₃» не существует, но кислотные остатки HSO₃^— и SO₃^2- присутствуют в солях).
   При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация и образуются соответствующие кислотные оксиды:
   2HAsO₂ = As₂O₃ + H₂O
   H₂EO₃ = EO₂ + H₂O (E = C, Si, Ge, Se)
   2HIO₃ = I₂O₅ + H₂O
   2H₃AsO₄ = As₂O₅ + H₂O
   H₂SeO₄ = SeO₃ + H₂O
   При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав и заряд. Кислоты H₂SO₄ и Н₃РO₄ в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO₃ в такие реакции не вступает; ниже типичные металлы, кроме Mg, не указаны, так как они реагируют в подобных условиях с водой):
   М + H₂SO₄(pasб.) = MSO₄ + Н₂↑ (М = Be, Mg, Cr, Mn, Zn, Fe, Ni)
   2M + 3H₂SO₄(paзб.) = M₂(SO₄)₃ + 3H₂↑ (M = Al, Ga)
   3M + 2Н₃РO₄(разб.) = M₃(PO₄)₂↓ + 3H₂↑ (M = Mg, Fe, Zn)
   В отличие от бескислородных кислот кислотные гидроксиды называют кислородсодержащими кислотами или оксокислотами.
   Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами. Типичные амфотерные гидроксиды:
   Be(OH)₂ Sn(OH)₂ Al(OH)₃ AlO(OH)
   Zn(OH)₂ Pb(OH)₂ Cr(OH)₃ CrO(OH)
   He образуются из амфотерных оксидов и воды, но подвергаются реальной дегидратации и образуют амфотерные оксиды:
 
 
   Исключение: для железа(III) известен только метагидроксид FeO(OH), «гидроксид железа(III) Fe(OH)₃» не существует (не получен).
   Амфотерные гидроксиды проявляют свойства основных и кислотных гидроксидов; образуют два вида солей, в которых амфотерный элемент входит в состав либо катионов солей, либо их анионов.
   Для элементов, имеющих несколько степеней окисления, действует правило: чем выше степень окисления, тем более выражены кислотные свойства гидроксидов (и/или соответствующих оксидов).
 
 
   Соли – соединения, состоящие из катионов основных или амфотерных (в роли основных) гидроксидов и анионов (остатков) кислотных или амфотерных (в роли кислотных) гидроксидов. В отличие от бескислородных солей, соли, рассматриваемые здесь, называются кислородсодержащими солями или оксосолями. Делятся по составу катионов и анионов:
 
 
   Средние соли содержат средние кислотные остатки СО₃^2-, NO₃^—, РО₄^3-, SO₄^2- и др.; например: К₂СO₃, Mg(NO₃)₂, Cr₂(SO₄)₃, Zn₃(PO₄)₂.
   Если средние соли получают по реакциям с участием гидроксидов, то реагенты берут в эквивалентных количествах. Например, соль К₂СO₃ можно получить, если взять реагенты в соотношениях:
   2КОН и 1Н₂СO₃, 1К₂O и 1Н₂СO₃, 2КОН и 1СO₂.
   Реакции образования средних солей:
 
   1)

Основание + Кислота → Соль + Вода

   1а) основный гидроксид + кислотный гидроксид →…
   2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2Н₂O
   Cu(OH)₂ + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2H₂O
   1б) амфотерный гидроксид + кислотный гидроксид →…
   2Al(ОН)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6Н₂O
   Zn(OH)₂ + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + 2Н₂O
   1в) основный гидроксид + амфотерный гидроксид →…
   NaOH + Al(ОН)₃ = NaAlO₂ + 2Н₂O (в расплаве)
   2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂ZnO₂ + 2Н₂O (в расплаве)
   2)

Основной оксид + Кислота = Соль + Вода

   2а) основный оксид + кислотный гидроксид →…
   Na₂O + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Н₂O
   CuO + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O
   2б) амфотерный оксид + кислотный гидроксид →…
   Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
   ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O
   2в) основный оксид + амфотерный гидроксид →…
   Na₂O + 2Al(ОН)₃ = 2NaAlO₂ + ЗН₂O (в расплаве)
   Na₂O + Zn(OH)₂ = Na₂ZnO₂ + Н₂O (в расплаве)
   3)

Основание + Кислотный оксид → Соль + Вода

   За) основный гидроксид + кислотный оксид →…
   2NaOH + SO₃ = Na₂SO₄ + Н₂O
   Ва(ОН)₂ + СO₂ = ВаСO₃ + Н₂O
   3б) амфотерный гидроксид + кислотный оксид →…
   2Al(ОН)₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O
   Zn(OH)₂ + N₂O₅ = Zn(NO₃)₂ + H₂O
   Зв) основный гидроксид + амфотерный оксид →…
   2NaOH + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ + Н₂O (в расплаве)
   2NaOH + ZnO = Na₂ZnO₂ + Н₂O (в расплаве)
   4)

Основной оксид + Кислотный оксид → Соль

   4а) основный оксид + кислотный оксид →…
   Na₂O + SO₃ = Na₂SO₄, BaO + СO₂ = ВаСO₃
   4б) амфотерный оксид + кислотный оксид →…
   Al₂O₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃, ZnO + N₂O₅ = Zn(NO₃)₂
   4в) основный оксид + амфотерный оксид →…
   Na₂O + Al₂O₃ = 2NaAlO₂, Na₂O + ZnO = Na₂ZnO₂
   Реакции 1в, если они протекают в растворе, сопровождаются образованием других продуктов — комплексных солей:
   NaOH (конц.) + Al(OН)₃ = Na[Al(OH)₄]
   КОН (конц.) + Cr(OH)₃ = К₃[Cr(ОН)₆]
   2NaOH (конц.) + M(OH)₂ = Na₂[M(OH)₄] (М = Be, Zn)
   КОН (конц.) + M(OH)₂ = K[M(OH)₃] (М = Sn, Pb)
   Все средние соли в растворе – сильные электролиты (диссоциируют нацело).
   Кислые соли содержат кислые кислотные остатки (с водородом) HCO₃^—, Н₂РO₄^2-, HPO₄^2- и др., образуются при действии на основные и амфотерные гидроксиды или средние соли избытка кислотных гидроксидов, содержащих не менее двух атомов водорода в молекуле; аналогично действуют соответствующие кислотные оксиды:
   NaOH + H₂SO₄ (конц.) = NaHSO₄ + H₂O
   Ва(ОН)₂ + 2Н₃РO₄ (конц.) = Ва(Н₂РO₄)₂ + 2Н₂O
   Zn(OH)₂ + Н₃РO₄ (конц.) = ZnHPO₄↓ + 2Н₂O
   PbSO₄ + H₂SO₄ (конц.) = Pb(HSO₄)₂
   K₂HPO₄ + Н₃РO₄ (конц.) = 2КН₂РO₄
   Са(ОН)₂ + 2ЕO₂ = Са(НЕO₃)₂ (Е = С, S)
   Na₂EO₃ + ЕO₂ + H₂O = 2NaHEO₃ (Е = С, S)
   При добавлении гидроксида соответствующего металла или амфигена кислые соли переводятся в средние:
   NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + Н₂O
   Pb(HSO₄)₂ + Pb(OH)₂ = 2PbSO₄↓ + 2H₂O
 
 
   Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСO₃ = К⁺ + HCO₃^—).
   Оснóвные соли содержат гидроксогруппы ОН, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO₃(OH), Ca₂SO₄(OH)₂, Cu₂CO₃(OH)₂, образуются при действии на кислотные гидроксиды избытка основного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:
   Со(ОН)₂ + HNO₃ = CoNO₃(OH)↓ + Н₂O
   2Ni(OH)₂ + H₂SO₄ = Ni₂SO₄(OH)₂↓ + 2H₂O
   2Cu(OH)₂ + H₂CO₃ = Cu₂CO₃(OH)₂↓ + 2H₂O
   Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:
   CoNO₃(OH) + HNO₃ = Co(NO₃)₂ + Н₂O
   Ni₂SO₄(OH)₂ + H₂SO₄ = 2NiSO₄ + 2H₂O
   Большинство основных солей малорастворимы в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:
   2MgCl₂ + Н₂O + 2Na₂CO₃ = Mg₂CO₃(OH)₂↓ + СO₂↑ + 4NaCl
   Двойные соли содержат два химически разных катиона; например: CaMg(CO₃)₂, KAl(SO₄)₂, Fe(NH₄)₂(SO₄)₂, LiAl(SiO₃)₂. Многие двойные соли образуются (в виде кристаллогидратов) при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:
   K₂SO₄ + MgSO₄ + 6Н₂O = K₂Mg(SO₄)₂ 6Н₂O↓
   Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями.
   Бинарные соединения – это сложные вещества, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескислородных анионов (реальных или условных).
   Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация проводится по виду аниона.
   Примеры:
   а) галогениды: OF₂, HF, KBr, PbI₂, NH₄Cl, BrF₃, IF₇
   б) хальгогениды: H₂S, Na₂S, ZnS, As₂S₃, NH₄HS, K₂Se, NiSe
   в) нитриды: NH₃, NH₃ H₂O, Li₃N, Mg₃N₂, AlN, Si₃N₄
   г) карбиды: CH₄, Be₂C, Al₄C₃, Na₂C₂, CaC₂, Fe₃C, SiC
   д) силициды: Li₄Si, Mg₂Si, ThSi₂
   е) гидриды: LiH, CaH₂, AlH₃, SiH₄
   ж) пероксидьг. H₂O₂, Na₂O₂, СаO₂
   з) надпероксиды: HO₂, КO₂, Ва(O₂)₂
   По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:
   ковалентные: OF₂, IF₇, H₂S, P₂S₅, NH₃, H₂O₂
   ионные: Nal, K₂Se, Mg₃N₂, CaC₂, Na₂O₂, KO₂
   Встречаются двойные (с двумя разными катионами) и смешанные (с двумя разными анионами) бинарные соединения, например: KMgCl₃, (FeCu)S₂ и Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl₂O₂, As(O)F₃.
   Все ионные комплексные соли (кроме гидроксокомплексных) также относятся к этому классу сложных веществ (хотя обычно рассматриваются отдельно), например:
   [Cu(NH₃)₄]SO₄ K₄[Fe(CN)₆] Na₃[AlF₆]
   [Ag(NH₃)₂]Cl K₃[Fe(NCS)₆] K₂[SiF₆]
   К бинарным соединениям относятся ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например [Fe(CO)₅] и [№(СО)₄].
   По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).
   Бескислородные кислоты содержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н⁺ и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространенные бескислородные кислоты – это HF, НCl, HBr, HI, HCN и H₂S, из них HF, HCN и H₂S – слабые кислоты, а остальные – сильные.
   Примеры реакций солеобразования:
   2HBr + ZnO = ZnBr₂ + Н₂O
   2H₂S + Ва(ОН)₂ = Ba(HS)₂ + 2Н₂O
   2HI + Pb(OH)₂ = Pbl₂↓ + 2Н₂O
   Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами НCl, НВr и HI (в общем виде НГ) в разбавленном растворе и вытесняют из них водород (приведены реально протекающие реакции):
   М + 2НГ = МГ₂ + Н₂↑ (М = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)
   2M + 6НГ = 2МГ₃ + H₂↑ (M = Al, Ga)
   Бескислородные соли образованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH₄⁺) и анионами (остатками) бескислородных кислот; примеры: AgF, NaCl, KBr, PbI₂, Na₂S, Ba(HS)₂, NaCN, NH₄Cl. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.
   Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами – взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F₂, Cl₂, Br₂ и I₂ (в общем виде Г₂) и серой S (приведены реально протекающие реакции):
   2М + Г₂ = 2МГ (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)
   M + Г₂ = МГ₂ (М = Be, Mg, Са, Sr, Ва, Zn, Mn, Со)
   2М + ЗГ₂ = 2МГ₃ (М = Al, Ga, Cr)
   2М + S = M₂S (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)
   M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)
   2M + 3S = M₂S₃ (M = Al, Ga, Cr)
   Исключения:
   а) Cu и Ni реагируют только с галогенами Cl₂ и Br₂ (продукты МCl₂, МBr₂)
   б) Cr и Mn реагируют с Cl₂, Br₂ и I₂ (продукты CrCl₃, CrBr₃, CrI₃ и MnCl₂, MnBr₂, MnI₂)
   в) Fe реагирует с F₂ и Cl₂ (продукты FeF₃, FeCl₃), с Br₂ (смесь FeBr₃ и FeBr₂), с I₂ (продукт FeI₂)
   г) Cu при реакции с S образует смесь продуктов Cu₂S и CuS
   Прочие бинарные соединения – все вещества этого класса, кроме выделенных в отдельные подклассы бескислородных кислот и солей.
   Способы получения бинарных соединений этого подкласса разнообразны, самый простой – взаимодействие простых веществ (приведены реально протекающие реакции):
   а) галогениды:
   S + 3F₂ = SF₆, N₂ + 3F₂ = 2NF₃
   2P + 5Г₂ = 2РГ₅ (Г = F, CI, Br)
   С + 2F₂ = CF₄
   Si + 2Г₂ = Sir₄ (Г = F, CI, Br, I)
   б) халькогениды:
   2As + 3S = As₂S₃
   2E + 5S = E₂S₅ (E = P, As)
   E + 2S = ES₂ (E = C, Si)
   в) нитриды:
   3H₂ + N₂  2NH₃
   6M + N₂ = 2M₃N (M = Li, Na, K)
   3M + N₂ = M₃N₂ (M = Be, Mg, Ca)
   2Al + N₂ = 2AlN
   3Si + 2N₂ = Si₃N₄
   г) карбиды:
   2M + 2C = M₂C₂ (M = Li, Na)
   2Be + С = Be₂C
   M + 2C = MC₂ (M = Ca, Sr, Ba)
   4Al + 3C = Al₄C₃
   Si + С = SiC
   д) силициды:
   4Li + Si = Li₄Si
   2M + Si = M₂Si (M = Mg, Ca)
   е) гидриды:
   2M + H₂ = 2MH (M = Li, Na, K)
   M + H₂ = MH₂ (M = Mg, Ca)
   ж) пероксиды, надпероксиды:
   2Na + O₂ = Na₂O₂ (сгорание на воздухе)
   M + O₂ = МО₂ (М = К, Rb, Cs; сгорание на воздухе)
   Многие из этих веществ полностью реагируют с водой (чаще гидролизуются без изменения степеней окисления элементов, но гидриды выступают как восстановители, а надпероксиды вступают в реакции дисмутации):
   РCl₅ + 4Н₂O = Н₃РO₄ + 5НCl
   SiBr₄ + 2Н₂O = SiO₂↓ + 4НBr
   P₂S₅ + 8Н₂O = 2Н₃РO₄ + 5H₂S↑
   SiS₂ + 2Н₂O = SiO₂↓ + 2H₂S
   Mg₃N₂ + 8H₂O = 3Mg(OH)₂↓ + 2(NH₃ H₂O)
   Na₃N + 4H₂O = 3NaOH + NH₃ H₂O
   Be₂C + 4H₂O = 2Be(OH)₂↓ + CH₄↑
   MC₂ + 2H₂O = M(OH)₂ + C₂H₂↑ (M = Ca, Sr, Ba)
   Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃↓ + 3CH₄↑
   MH + H₂O = MOH + H₂↑ (M = Li, Na, K)
   MgH₂ + 2H₂O = Mg(OH)₂↓ + H₂↑
   CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑
   Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂
   2MO₂ + 2H₂O = 2MOH + H₂O₂ + O₂↑ (M = K, Rb, Cs)
   Другие вещества, наоборот, устойчивы по отношению к воде, среди них SF₆, NF₃, CF₄, CS₂, AlN, Si₃N₄, SiC, Li₄Si, Mg₂Si и Ca₂Si.

Примеры заданий частей А, В, С

   1. Простые вещества – это
   1) фуллерен
   2) этилен
   3) ацетон
   4) озон
 
   2. В формульных единицах продуктов реакций
   Si + CF1₂ →…, Si + O₂ →…, Si + Mg →…
   общая сумма числа атомов всех элементов равна
   1) 8
   2) 9
   3) 10
   4) 11
 
   3. В металлсодержащих продуктах реакций
   Na + Н₂O →…, Са + Н₂O →…, Al + НCl (р-р) →…
   общая сумма числа атомов всех элементов равна
   1) 6
   2) 8
   3) 10
   4) 12
 
   4. Оксид кальция может реагировать (по отдельности) со всеми веществами набора
   1) СO₂, NaOH, NO
   2) HBr, SO₃, NH₄Cl
   3) BaO, SO₃, KMgCl₃
   4) O₂, Al₂O₃, NH₃
 
   5. Будет протекать реакция между оксидом серы (IV) и
   1) SiO₂
   2) КCl
   3) LiOH
   4) NaNO₃
 
   6. Соль МAlO₂ образуется при сплавлении
   1) Al и ZnO
   2) Al₂O₃ и КОН
   3) Al и Са(ОН)₂
   4) Al₂O₃ и Fe₂O₃
 
   7. В молекулярном уравнении реакции
   ZnO + HNO₃ → Zn(NO₃)₂ +…
   сумма коэффициентов равна
   1) 4
   2) 5
   3) 6
   4) 7
 
   8. Продукты реакции N₂O₅ + NaOH →… – это
   1) Na₂O, HNO₃
   2) NaOH, NH₃
   3) NaNO₃, H₂O
   4) NaNO₂, N₂, H₂O
 
   9. Набор оснований – это
   1) NaOH, LiOH, ClOH
   2) NaOH, Ba(OH)₂, Cu(OH)₂
   3) Ca(OH)₂, KOH, BrOH
   4) Mg(OH)₂, Be(OH)₂, NO(OH)
 
   10. Гидроксид калия реагирует в растворе (по отдельности) с веществами набора
   1) СО, CuSO₄
   2) SO₂, Ag
   3) Al, Ba(OH)₂
   4) SO₃, FeCl₃
 
   11–12. Остаток, отвечающий кислоте с названием
   11. Серная
   12. Азотная
   имеет формулу
   1) NO₂^—
   2) SO₄^2-
   3) NO₃^—
   4) SO₃^2-
 
   13. Из соляной и разбавленной серной кислот не выделяет газ только металл
   1) ртуть
   2) цинк
   3) магний
   4) хром
 
   14. Амфотерный гидроксид – это
   1) Ва(ОН)₂
   2) CsOH
   3) Ni(OH)₂
   4) Cr(OH)₃
 
   15-16. По заданным формулам гидроксидов
   15. H₃PO₄, РЬ(ОН)₂
   16. Cr(OH)₃, HNO₃
   выводится формула средней соли
   1) РЬ₃(РO₄)₂
   2) РЬ₃РO₄
   3) Cr₂NO₃
   4) Cr(NO₃)₃
 
   17. После пропускания избытка H₂S через раствор гидроксида бария в конечном растворе будет содержаться соль
   1) Ba(HS)₂
   2) (BaOH)₂S
   3) BaS
   4) BaSO₃
 
   18. Возможно протекание реакций:
   1) CaSO₃ + H₂SO₄ →…
   2) Ca(NO₃)₂ + HNO₃ →…
   3) NaHCOg + K₂SO₄ →…
   4) Al(HSO₄)₃ + NaOH →…
 
   19. В уравнении реакции (СаOН)₂СO₃(т) + Н₃РO₄ → СаНРO₄↓ +…
   сумма коэффициентов равна
   1) 6
   2) 5
   3) 9
   4) 8
 
   20. Установите соответствие между формулой вещества и группой, к которой оно относится.
 
 
   21. Установите соответствие между исходными веществами и продуктами реакций.
 
 
   22. В схеме превращений
 
 
   вещества А и Б указаны в наборе
   1) NaNO₃, Н₂O
   2) HNO3, КОН
   3) N₂O, NaOH
   4) HNO₃, Н₂O
 
   23. Составьте уравнения возможных реакций по схеме
   FeS → H₂S + PbS → PbSO₄ → Pb(HSO₄)₂
 
   24. Составьте уравнения четырех возможных реакций между веществами:
   1) азотная кислота (конц.)
   2) углерод (графит или кокс)
   3) оксид кальция
   4) оксид железа(II)

5.1. Натрий

   Натрий – элемент 3-го периода и IA-группы Периодической системы, порядковый номер 11. Электронная формула атома [₁₀Ne]3s¹, степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,93), проявляет только металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли натрия хорошо растворимы в воде.
   В природе – пятый по химической распространенности элемент (второй среди металлов), встречается только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.
   Натрий, катион натрия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в ярко-желтый цвет (качественное обнаружение).
   Натрий Na. Серебристо-белый металл, легкий, мягкий (режется ножом), низкоплавкий. Хранят натрий в керосине. С ртутью образует жидкий сплав — амальгаму (до 0,2 % Na).
   Весьма реакционноспособный, во влажном воздухе натрий медленно покрывается гидроксидной пленкой и теряет блеск (тускнеет):
 
 
   Натрий химически активен, сильный восстановитель. Воспламеняется на воздухе при умеренном нагревании (>250 °C), реагирует с неметаллами:
   2Na + O₂ = Na₂O₂ 2Na + H₂ = 2NaH
   2Na + Cl₂ = 2NaCl 2Na + S = Na₂S
   6Na + N₂ = 2Na₃N 2Na + 2C = Na₂C₂
   Очень бурно и с большим экзо-эффектом натрий реагирует с водой:
   2Na + 2H₂O = 2NaOH + Н₂↑ + 368 кДж
   От теплоты реакции кусочки натрия расплавляются в шарики, которые начинают беспорядочно двигаться из-за выделения Н₂. Реакция сопровождается резкими щелчками вследствие взрывов гремучего газа (Н₂ + O₂). Раствор окрашивается фенолфталеином в малиновый цвет (щелочная среда).
   В ряду напряжений натрий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород (за счет Н₂O и Н⁺).

thelib.ru