Оксиды растворимы в воде или нет. Оксиды

§ 1 Оксид и его признаки

При изучении химических свойств кислорода мы познакомились с реакциями окисления и оксидами. К оксидам, например, относятся вещества, имеющие следующие формулы: Na2O, CuO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Mn2O7.

Итак, все оксиды по составу характеризуются тремя общими признаками: любой оксид является сложным веществом, состоит из атомов двух химических элементов, один из элементов - кислород.

Все эти признаки могут быть выражены общей формулой ЭхОу, в которой Э - атомы химического элемента, образовавшего оксид, О - атомы кислорода; х, у - индексы, указывающие число атомов элементов, образующих оксид.

Оксидов много. Практически все простые вещества при окислении образуют оксиды. Атомы многих элементов, проявляя разные значения валентности, участвуют в образовании нескольких оксидов, например, азоту соответствует пять оксидов: оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO, оксид азота (III) N2O3, оксид азота (IV) NO2, оксид азота (V) N2O5.

§ 2 Свойства оксидов и их классификация

Познакомимся со свойствами некоторых оксидов.

Оксид углерода (IV) - бесцветный газ без запаха, со слегка кисловатым вкусом, превращающийся в твердое белое снегообразное вещество, минуя жидкое состояние при - 780С, растворимый в воде.

Оксид водорода - вода, при нормальных условиях - бесцветная жидкость, температура кипения которой 1000С.

Оксид кальция - белое твердое вещество, температура плавления которого 26270С, при смешивании с водой активно с ней взаимодействует.

Оксид железа (III) - красно-коричневое твердое вещество, которое плавится при 15620С, в воде не растворяется.

Пропустим оксид углерода (IV) через воду и добавим к полученному раствору несколько капель лакмуса. Лакмус изменит окраску с синего на красный, следовательно, при взаимодействии оксида углерода (IV) с водой образуется кислота. Уравнение реакции выглядит следующим образом: СО2 + Н2О → Н2СО3. В результате реакции образовалась угольная кислота. Подобным образом, с образованием кислот, с водой взаимодействуют оксиды других неметаллов. Поэтому оксиды неметаллов называют кислотными. К кислотным также относят оксиды металлов, проявляющих валентность более IV, например, оксид ванадия (V) V2O5, оксид хрома (VI) CrO3, оксид марганца (VII) Mn2O7.

Поместим немного белого порошка оксида кальция в пробирку с водой и добавим к полученному слегка мутноватому раствору несколько капель фенолфталеина. Фенолфталеин изменяет окраску с бесцветной на малиновую, что говорит о появлении в пробирке основания. СаО + Н2О → Са(ОН)2. В результате реакции образовалось основание - гидроксид кальция. Оксиды металлов, валентность которых не более III, называются основными.

Металлы, проявляющие валентность III и IV, а иногда и II, образуют амфотерные оксиды. Эти оксиды отличаются от прочих особенностями химических свойств. Подробнее мы познакомимся с ними позже, а пока сосредоточим своё внимание на кислотных и основных оксидах.

§ 3 Растворение оксидов в воде

Многие кислоты и основания можно получить путём растворения соответствующих оксидов в воде.

Растворение оксидов в воде - химический процесс, сопровождающийся образованием новых химических соединений - кислот и оснований.

Например, при растворении оксида серы (VI) в воде образуется серная кислота: SO3 + H2O → H2SO4. А при растворении оксида фосфора (V) образуется фосфорная кислота: Р2O5 + 3H2O → 2H3РO4. При растворении оксида натрия образуется основание - гидроксид натрия: Na2O + H2O → 2NaOH, при растворении оксида бария - гидроксид бария: ВаО + H2O → Вa(OH)2.

Названия групп оксидов отражают их связь с другими классами неорганических соединений: большей части кислотных оксидов соответствуют кислоты, практически всем основным оксидам - основания.

Однако не все оксиды растворимы. Так, большинство основных оксидов нерастворимы, и исключением из их числа являются лишь оксиды, образованные элементами главных подгрупп первой и второй групп периодической системы элементов.

Большинство же кислотных оксидов, напротив, растворимы в воде. Здесь исключением является, например, оксид кремния (IV) — SiO2. Это вещество всем хорошо знакомо. Оксид кремния составляет основу речного песка и многих минералов, в том числе редких и очень красивых: горного хрусталя, аметиста, цитрина, яшмы. Многие кислотные оксиды, образованные металлами, малорастворимы или нерастворимы.

Если оксиды не растворяются в воде, то соответствующие им кислоты и основания получают иными способами (косвенным путём), с которыми мы познакомимся позже.

Список использованной литературы:

Н.Е. Кузнецова. Химия. 8 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. – М. Вентана-Граф, 2012.

Сегодня мы начинаем знакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганические вещества по составу делятся, как вы уже знаете, на простые и сложные.

ОКСИД

КИСЛОТА

ОСНОВАНИЕ

СОЛЬ

Э х О у

Н n A

А – кислотный остаток

Ме(ОН) b

ОН – гидроксильная группа

Me n A b

Сложные неорганические вещества подразделяют на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Мы начинаем с класса оксидов.

ОКСИДЫ

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, с валентность равной 2. Лишь один химический элемент - фтор, соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF 2 .
Называются они просто - "оксид + название элемента" (см. таблицу). Если валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой, заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.

Формула	Название	Формула	Название
	оксид углерода (II)	Fe 2 O 3	оксид железа (III)
	оксид азота (II)	CrO 3	оксид хрома (VI)
Al 2 O 3	оксид алюминия		оксид цинка
N 2 O 5	оксид азота (V)	Mn 2 O 7	оксид марганца (VII)

Классификация оксидов

Все оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие или безразличные.

Оксиды металлов Ме х О у

Оксиды неметаллов неМе х О у

Основные

Кислотные

Амфотерные

Кислотные

Безразличные

I, II

Ме

V-VII

ZnO,BeO,Al 2 O 3 ,

Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3

> II

неМе

I, II

неМе

CO, NO, N 2 O

1). Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксиды металлов 1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II (кроме ZnO - оксид цинка и BeO – оксид берилия):

2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII (Например, CrO 3 -оксид хрома (VI), Mn 2 O 7 - оксид марганца (VII)):

3). Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. К ним относятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп с валентностью III , иногда IV , а также цинк и бериллий (Например, BeO , ZnO , Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 ).

4). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II (Например, N 2 O , NO , CO ).

Вывод:характер свойств оксидов в первую очередь зависит от валентности элемента.

Например, оксиды хрома:

CrO ( II - основный);

Cr 2 O 3 ( III - амфотерный);

CrO 3 ( VII - кислотный).

Классификация оксидов

(по растворимости в воде)

Кислотные оксиды

Основные оксиды

Амфотерные оксиды

Растворимы в воде.

Исключение – SiO 2

(не растворим в воде)

В воде растворяются только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов

(это металлы

I «А» и II «А» групп,

исключение Be , Mg )

С водой не взаимодействуют.

В воде не растворимы

Выполните задания:

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.

NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.

2. Даны вещества : CaO, NaOH, CO 2 , H 2 SO 3 , CaCl 2 , FeCl 3 , Zn(OH) 2 , N 2 O 5 , Al 2 O 3 , Ca(OH) 2 , CO 2 , N 2 O, FeO , SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Выпишите оксиды и классифицируйте их.

Получение оксидов

Тренажёр "Взаимодействие кислорода с простыми веществами"

1. Горение веществ (Окисление кислородом)	а) простых веществ Тренажёр	2Mg +O 2 =2MgO
1. Горение веществ (Окисление кислородом)	б) сложных веществ	2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2
2.Разложение сложных веществ (используйте таблицу кислот, см. приложения)	а) солей СОЛЬ t = ОСНОВНЫЙ ОКСИД+КИСЛОТНЫЙ ОКСИД	СaCO 3 =CaO+CO 2
	б) Нерастворимых оснований Ме(ОН) b t = Me x O y + H 2 O	Cu (OH) 2 t =CuO+H 2 O
	в) кислородсодержащих кислот Н n A = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + H 2 O	H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2

Физические свойства оксидов

При комнатной температуре большинство оксидов - твердые вещества (СаО, Fe 2 O 3 и др.), некоторые - жидкости (Н 2 О, Сl 2 О 7 и др.) и газы (NO, SO 2 и др.).

Химические свойства оксидов

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ

1. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения)

CaO + SO 2 = CaSO 3

2. Основной оксид + Кислота = Соль + Н 2 О (р. обмена)

3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O

3. Основной оксид + Вода = Щёлочь (р. соединения)

Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ

1. Кислотный оксид + Вода = Кислота (р. соединения)

С O 2 + H 2 O = H 2 CO 3 , SiO 2 – не реагирует

2. Кислотный оксид + Основание = Соль + Н 2 О (р. обмена)

P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O

3. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения)

CaO + SO 2 = CaSO 3

4. Менее летучие вытесняют более летучие из их солей

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ

Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами.

ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [ Zn (OH ) 4 ] (в растворе)

ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при сплавлении)

Применение оксидов

Некоторые оксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 O = Ca ( OH ) 2

В результате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H 2 SO 4 – серная кислота, Са(ОН) 2 – гашеная известь и т.д.

Если оксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство. Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO практически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных осадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид при изготовлении косметических кремов, пудры. Фармацевты делают из него вяжущий и подсушивающий порошок для наружного применения.

Такими же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO 2 . Он тоже имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO 2 не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической посуды.

Оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 – очень прочные кристаллы темно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr 2 O 3 используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования “Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировки оптики, металлических изделий, в ювелирном деле.

Благодаря нерастворимости и прочности оксида хрома (III) его используют и в полиграфических красках (например, для окраски денежных купюр). Вообще, оксиды многих металлов применяются в качестве пигментов для самых разнообразных красок, хотя это – далеко не единственное их применение.

Задания для закрепления

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.

NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.

Выберите из перечня: основные оксиды, кислотные оксиды, безразличные оксиды, амфотерные оксиды и дайте им названия .

3. Закончите УХР, укажите тип реакции, назовите продукты реакции

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO 3 =

NaOH + P 2 O 5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH) 2 = ? + ?

4. Осуществите превращения по схеме:

1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4

2) S→SO 2 →H 2 SO 3 →Na 2 SO 3

3) P→P 2 O 5 →H 3 PO 4 →K 3 PO 4

увеличение

растворимости оксидов и

гидроксидов

Подгруппа

Растворяясь, ионные оксиды вступают в химическое взаимодействие с водой, образуя соответствующие гидроксиды:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

сильно сильное

основный оксид основание

Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов являются сильными основаниями и в воде полностью диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-ионы:

NaOH Na + + OH –

Так как концентрация ОН - ионов увеличивается, растворы этих веществ имеют сильнощелочную среду (рН>>7); их называют щелочами.

Вторая группа хорошо растворимых в воде оксидов и соответствующих им гидроксисоединений – молекулярные оксиды и кислоты с ковалентным типом химических связей . К ним относятся соединения типичных неметаллов в высшей степени окисления и некоторых d-металлов в степени окисления: +6, +7. Растворимые молекулярные оксиды (SO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7) взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот:

SO 3 + H 2 O H 2 SO 4

оксид серы (VI) серная кислота

сильнокислотный сильная кислота

N 2 O 5 + H 2 O 2HNO 3

оксид азота (V) азотная кислота

Mn 2 O 7 + H 2 O 2HMnO 4

оксид марганца (VII) марганцевая кислота

Сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HClO 4 , HClO 3 , HMnO 4) в растворах полностью диссоциируют на катионы Н + и кислотные остатки:

2 стадия: H 2 PO 4 – H + + HPO 4 2–

K 2 =(=6,2∙10 –8 ;

3 стадия: HPO 4 2– H + + PO 4 3–

K 3 =()/=4,4∙10 –13 ,

где К 1 , К 2 , К 3 – константы диссоциации ортофосфорной кислоты соответственно по первой, второй и третьей стадии.

Константа диссоциации (табл.1 приложения) характеризует силу кислоты, т.е. её способность распадаться (диссоциировать) на ионы в среде данного растворителя при данной температуре. Чем больше константа диссоциации, тем больше равновесие смещено в сторону образования ионов, тем сильнее кислота, т.е. по первой стадии диссоциация фосфорной кислоты идет лучше, чем по второй, и соответственно, по третьей стадии.

Умеренно растворимые оксиды серы (IV), углерода (IV), азота (III) и др. образуют в воде соответствующие слабые кислоты, диссоциирующие частично.

CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3 –

SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 H + + HSO 3 –

N 2 O 3 + H 2 O 2HNO 2 H + + NO 2 –

слабо- слабые

кислотные кислоты

Реакция нейтрализации

Реакция нейтрализации может быть выражена следующей схемой:

Н 2 О

(основание или (кислота или кислот-

основный оксид) ный оксид)

5.3.1. Свойства основных соединений проявляют оксиды и гидроксиды s- металлов (исключение Be), d-металлов в степени окисления (+1, +2) (исключение Zn), некоторых р-металлов (см. рис. 3).

							VIIIA
I A	II A	IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA
Li	Be	B	C	N	O	F

Диагональное сходство Al Zn Ge Нерастворимые: обычно основные Амфо- терные оксиды Слабо-кислотные Оксиды растворяются, образуя кислоты

Рис. 3. Кислотно-основные свойства оксидов и соответствующих им гидроксисоединений

Характерным свойством основных соединений является их способность взаимодействовать с кислотами, кислотными или амфотерными оксидами с образованием солей, например:

KOH + HCl KCl + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 BaCO 3 + H 2 O

2NaO + Al 2 O 3 2NaAlO 2 + H 2 O

В зависимости от числа протонов, которые могут присоединяться к основанию, различают основания однокислотные (например, LiOH, KOH, NH 4 OH), двукислотные и т.д.

Для многокислотных оснований реакция нейтрализации может протекать постадийно с образованием сначала основных, а затем средних солей.

Me(OH) 2 MeOHCl MeCl 2

гидроксид NaOH основная NaOH средняя

металла соль соль

Например:

1 стадия: Co(OH) 2 + HCl CoOHCl + H 2 O

гидроксокобальта (II)

(основная соль)

2 стадия: Co(OH)Cl + HCl CoCl 2 + H 2 O

кобальта (II)

(средняя соль)

5.3.2. Свойства кислотных соединений проявляют оксиды и кислоты неметаллов, а также d-металлов в степени окисления (+5, +6, +7) (см. рис. 3).

Характерным свойством является их способность взаимодействовать с основаниями, основными и амфотерными оксидами с образованием солей, например:

2HNO 3 + Cu(OH) 2 → Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

2HCl + CaO → CaCl 2 + H 2 O

H 2 SO 4 + ZnO → ZnSO 4 + H 2 O

CrO 3 + 2NaOH → Na 2 CrO 4 + H 2 O

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие (например, H 2 SO 4 , HNO 3) и бескислородные (HBr, H 2 S). По числу содержащихся в молекуле кислоты атомов водорода, способных замещаться атомами металла, различают кислоты одноосновные (например, хлороводород HCl, азотистая кислота HNO 2), двухосновные (сернистая H 2 SO 3 , угольная H 2 CO 3), трехосновные (ортофосфорная H 3 PO 4) и т.д.

Многоосновные кислоты нейтрализуются ступенчато с образованием первоначально кислых, а затем средних солей:

H 2 X NaHX Na 2 X

многоосновная кислая средняя

кислота соль соль

Например, ортофосфорная кислота может образовать три вида солей в зависимости от количественного соотношения взятых кислоты и щелочи:

а) NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

1: 1 дигидрофосфат

б) 2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O;

2: 1 гидрофосфат

в) 3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

3: 1 ортофосфат

5.3.3. Амфотерные оксиды и гидроксиды образуют Ве, р-металлы, находящиеся вблизи «диагонали амфотерности» (Al, Ga, Sn, Pb), а также d-металлы в степенях окисления (+3, +4) и Zn (+2) (см. рис. 3).

Незначительно растворяясь, амфотерные гидроксиды диссоциируют как по основному, так и по кислотному типу:

2H + + 2– Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH –

Поэтому амфотерные оксиды и гидроксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и с основаниями. При взаимодействии с более сильными кислотами амфотерные соединения проявляют свойства оснований.

ZnO + SO 3 → ZnSO 4 + H 2 O

кислотный

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

основные кислота

соединения

При взаимодействии с сильными основаниями амфотерные соединения проявляют свойства кислот, образуя соответствующие соли. Состав соли зависит от условий проведения реакции. При сплавлении образуются простые «обезвоженные» соли.

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

основание кислотное цинкат натрия

соединение

2NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

В водных растворах щелочей образуются комплексные соли:

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2

(водный тетрагидроксоцинкат

Современная химическая наука представляет собой множество разнообразных отраслей, и каждая из них, помимо теоретической базы, имеет большое прикладное значение, практическое. Чего ни коснись, все кругом - продукты химического производства. Главные разделы - это неорганическая и органическая химия. Рассмотрим, какие основные классы веществ относят к неорганическим и какими свойствами они обладают.

Главные категории неорганических соединений

К таковым принято относить следующие:

Оксиды.
Соли.
Основания.
Кислоты.

Каждый из классов представлен большим разнообразием соединений неорганической природы и имеет значение практически в любой структуре хозяйственной и промышленной деятельности человека. Все главные свойства, характерные для этих соединений, нахождение в природе и получение изучаются в школьном курсе химии в обязательном порядке, в 8-11 классах.

Существует общая таблица оксидов, солей, оснований, кислот, в которой представлены примеры каждого из веществ и их агрегатное состояние, нахождение в природе. А также показаны взаимодействия, описывающие химические свойства. Однако мы рассмотрим каждый из классов отдельно и более подробно.

Группа соединений - оксиды

4. Реакции, в результате которых элементы меняют СО

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: образование кислот (SiO 2 исключение)

КО + вода = кислота

2. Реакции с основаниями:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Реакции с основными оксидами: образование соли

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Реакции ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Проявляют двойные свойства, взаимодействуют по принципу кислотно-основного метода (с кислотами, щелочами, основными оксидами, кислотными оксидами). С водой во взаимодействие не вступают.

1. С кислотами: образование солей и воды

АО + кислота = соль + Н 2 О

2. С основаниями (щелочами): образование гидроксокомплексов

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакции с кислотными оксидами: получение солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакции с ОО: образование солей, сплавление

MnO + Rb 2 O = двойная соль Rb 2 MnO 2

5. Реакции сплавления с щелочами и карбонатами щелочных металлов: образование солей

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Не образуют ни кислот, ни щелочей. Проявляют узко специфические свойства.

Каждый высший оксид, образованный как металлом, так и неметаллом, растворяясь в воде, дает сильную кислоту или щелочь.

Кислоты органические и неорганические

В классическом звучании (основываясь на позициях ЭД - электролитической диссоциации - кислоты - это соединения, в водной среде диссоциирующие на катионы Н + и анионы остатков кислоты An - . Однако сегодня тщательно изучены кислоты и в безводных условиях, поэтому существует много разных теорий для гидроксидов.

Эмпирические формулы оксидов, оснований, кислот, солей складываются только из символов, элементов и индексов, указывающих их количество в веществе. Например, неорганические кислоты выражаются формулой H + кислотный остаток n- . Органические вещества имеют другое теоретическое отображение. Помимо эмпирической, для них можно записать полную и сокращенную структурную формулу, которая будет отражать не только состав и количество молекулы, но и порядок расположения атомов, их связь между собой и главную функциональную группу для карбоновых кислот -СООН.

В неорганике все кислоты делятся на две группы:

бескислородные - HBr, HCN, HCL и другие;
кислородсодержащие (оксокислоты) - HClO 3 и все, где есть кислород.

Также неорганические кислоты классифицируются по стабильности (стабильные или устойчивые - все, кроме угольной и сернистой, нестабильные или неустойчивые - угольная и сернистая). По силе кислоты могут быть сильными: серная, соляная, азотная, хлорная и другие, а также слабыми: сероводородная, хлорноватистая и другие.

Совсем не такое разнообразие предлагает органическая химия. Кислоты, которые имеют органическую природу, относятся к карбоновым кислотам. Их общая особенность - наличие функциональной группы -СООН. Например, НСООН (муравьиная), СН 3 СООН (уксусная), С 17 Н 35 СООН (стеариновая) и другие.

Существует ряд кислот, на которые особенно тщательно делается упор при рассмотрении данной темы в школьном курсе химии.

Соляная.
Азотная.
Ортофосфорная.
Бромоводородная.
Угольная.
Иодоводородная.
Серная.
Уксусная, или этановая.
Бутановая, или масляная.
Бензойная.

Данные 10 кислот по химии являются основополагающими веществами соответствующего класса как в школьном курсе, так и в целом в промышленности и синтезах.

Свойства неорганических кислот

К основным физическим свойствам нужно отнести в первую очередь различное агрегатное состояние. Ведь существует ряд кислот, имеющих вид кристаллов или порошков (борная, ортофосфорная) при обычных условиях. Подавляющее большинство же известных неорганических кислот представляет собой разные жидкости. Температуры кипения и плавления также варьируются.

Кислоты способны вызывать тяжелые ожоги, так как обладают силой, разрушающей органические ткани и кожный покров. Для обнаружения кислот используют индикаторы:

метилоранж (в обычной среде - оранжевый, в кислотах - красный),
лакмус (в нейтральной - фиолетовый, в кислотах - красный) или некоторые другие.

К важнейшим химическим свойствам можно отнести способность вступать во взаимодействие как с простыми, так и со сложными веществами.

Химические свойства неорганических кислот

С чем взаимодействуют	Пример реакции
1. С простыми веществами-металлами. Обязательное условие: металл должен стоять в ЭХРНМ до водорода, так как металлы, стоящие после водорода, не способны вытеснить его из состава кислот. В результате реакции всегда образуется водород в виде газа и соль.
2. С основаниями. Итогом реакции являются соль и вода. Подобные реакции сильных кислот с щелочами носят название реакций нейтрализации.	Любая кислота (сильная) + растворимое основание = соль и вода
3. С амфотерными гидроксидами. Итог: соль и вода.	2HNO 2 + гидроксид бериллия = Be(NO 2) 2 (соль средняя) + 2H 2 O
4. С основными оксидами. Итог: вода, соль.	2HCL + FeO = хлорид железа (II) + H 2 O
5. С амфотерными оксидами. Итоговый эффект: соль и вода.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. С солями, образованными более слабыми кислотами. Итоговый эффект: соль и слабая кислота.	2HBr + MgCO 3 = бромид магния + H 2 O + CO 2

При взаимодействии с металлами одинаково реагируют не все кислоты. Химия (9 класс) в школе предполагает весьма неглубокое изучение таких реакций, однако и на таком уровне рассматриваются специфические свойства концентрированной азотной и серной кислоты при взаимодействии с металлами.

Гидроксиды: щелочи, амфотерные и нерастворимые основания

Оксиды, соли, основания, кислоты - все эти классы веществ имеют общую химическую природу, объясняющуюся строением кристаллической решетки, а также взаимным влиянием атомов в составе молекул. Однако если для оксидов можно было дать вполне конкретное определение, то для кислот и оснований это сделать сложнее.

Так же, как и кислоты, основаниями по теории ЭД называются вещества, способные в водном растворе распадаться на катионы металлов Ме n+ и анионы гидроксогрупп ОН - .

Растворимые или щелочи (сильные основания, изменяющие Образованы металлами I, II групп. Пример: КОН, NaOH, LiOH (то есть учитываются элементы только главных подгрупп);
Малорастворимые или нерастворимые (средней силы, не изменяющие окраску индикаторов). Пример: гидроксид магния, железа (II), (III) и другие.
Молекулярные (слабые основания, в водной среде обратимо диссоциируют на ионы-молекулы). Пример: N 2 H 4, амины, аммиак.
Амфотерные гидроксиды (проявляют двойственные основно-кислотные свойства). Пример: берилия, цинка и так далее.

Каждая представленная группа изучается в школьном курсе химии в разделе "Основания". Химия 8-9 класса подразумевает подробное изучение щелочей и малорастворимых соединений.

Главные характерные свойства оснований

Все щелочи и малорастворимые соединения находятся в природе в твердом кристаллическом состоянии. При этом температуры плавления их, как правило, невысоки, и малорастворимые гидроксиды разлагаются при нагревании. Цвет оснований разный. Если щелочи белого цвета, то кристаллы малорастворимых и молекулярных оснований могут быть самой различной окраски. Растворимость большинства соединений данного класса можно посмотреть в таблице, в которой представлены формулы оксидов, оснований, кислот, солей, показана их растворимость.

Щелочи способны изменять окраску индикаторов следующим образом: фенолфталеин - малиновый, метилоранж - желтый. Это обеспечивается свободным присутствием гидроксогрупп в растворе. Именно поэтому малорастворимые основания такой реакции не дают.

Химические свойства каждой группы оснований различны.

Химические свойства

Щелочей

Малорастворимых оснований

Амфотерных гидроксидов

I. Взаимодействуют с КО (итог -соль и вода):

2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + вода

II. Взаимодействуют с кислотами (соль и вода):

обычные реакции нейтрализации (смотрите кислоты)

III. Взаимодействуют с АО с образованием гидроксокомплекса соли и воды:

2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, или Na 2

IV. Взаимодействуют с амфотерными гидроксидами с образованием гидроксокомплексных солей:

То же самое, что и с АО, только без воды

V. Взаимодействуют с растворимыми солями с образованием нерастворимых гидроксидов и солей:

3CsOH + хлорид железа (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Взаимодействуют с цинком и алюминием в водном растворе с образованием солей и водорода:

2RbOH + 2Al + вода = комплекс с гидроксид ионом 2Rb + 3H 2

I. При нагревании способны разлагаться:

нерастворимый гидроксид = оксид + вода

II. Реакции с кислотами (итог: соль и вода):

Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + вода

III. Взаимодействуют с КО:

Me +n (OH) n + КО = соль + H 2 O

I. Реагируют с кислотами с образованием соли и воды:

(II) + 2HBr = CuBr 2 + вода

II. Реагируют с щелочами: итог - соль и вода (условие: сплавление)

Zn(OH) 2 + 2CsOH = соль + 2H 2 O

III. Реагируют с сильными гидроксидами: итог - соли, если реакция идет в водном растворе:

Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Это большинство химических свойств, которые проявляют основания. Химия оснований достаточно проста и подчиняется общим закономерностям всех неорганических соединений.

Класс неорганических солей. Классификация, физические свойства

Опираясь на положения ЭД, солями можно назвать неорганические соединения, в водном растворе диссоциирующие на катионы металлов Ме +n и анионы кислотных остатков An n- . Так можно представить соли. Определение химия дает не одно, однако это наиболее точное.

При этом по своей химической природе все соли подразделяются на:

Кислые (имеющие в составе катион водорода). Пример: NaHSO 4.
Основные (имеющие в составе гидроксогруппу). Пример: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
Средние (состоят только из катиона металла и кислотного остатка). Пример: NaCL, CaSO 4.
Двойные (включают в себя два разных катиона металла). Пример: NaAl(SO 4) 3.
Комплексные (гидроксокомплексы, аквакомплексы и другие). Пример: К 2 .

Формулы солей отражают их химическую природу, а также говорят о качественном и количественном составе молекулы.

Оксиды, соли, основания, кислоты обладают различной способностью к растворимости, которую можно посмотреть в соответствующей таблице.

Если же говорить об агрегатном состоянии солей, то нужно заметить их однообразие. Они существуют только в твердом, кристаллическом или порошкообразном состоянии. Цветовая гамма достаточно разнообразна. Растворы комплексных солей, как правило, имеют яркие насыщенные краски.

Химические взаимодействия для класса средних солей

Имеют схожие химические свойства основания, кислоты, соли. Оксиды, как мы уже рассмотрели, несколько отличаются от них по этому фактору.

Всего можно выделить 4 основных типа взаимодействий для средних солей.

I. Взаимодействие с кислотами (только сильными с точки зрения ЭД) с образованием другой соли и слабой кислоты:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакции с растворимыми гидроксидами с появлением солей и нерастворимых оснований:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 соль растворимая + Cu(OH) 2 нерастворимое основание

III. Взаимодействие с другой растворимой солью с образованием нерастворимой соли и растворимой:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакции с металлами, стоящими в ЭХРНМ левее того, что образует соль. При этом вступающий в реакцию металл не должен при обычных условиях вступать во взаимодействие с водой:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Это главные типы взаимодействий, которые характерны для средних солей. Формулы солей комплексных, основных, двойных и кислых сами за себя говорят о специфичности проявляемых химических свойств.

Формулы оксидов, оснований, кислот, солей отражают химическую сущность всех представителей данных классов неорганических соединений, а кроме того, дают представление о названии вещества и его физических свойствах. Поэтому на их написание следует обращать особое внимание. Огромное разнообразие соединений предлагает нам в целом удивительная наука - химия. Оксиды, основания, кислоты, соли - это лишь часть необъятного многообразия.

1 Московский государственный технический университет им. Н.Э. Баумана

2 Первый Московский государственный медицинский университет им. И.М. Сеченова

3 Московский педагогический государственный университет

Вопросы травления оксидных отложений с поверхности сталей, содержащих кобальт и железо, всегда имели практическую значимость и были актуальными. Изучив большое количество материала по данному вопросу, авторы констатируют, что некоторые аспекты проблемы еще не до конца изучены (к ним относятся влияние характеристик растворов электролитов, выявление механизма действия этих факторов). Оксиды кобальта и железа широко используются как катализаторы различных химических процессов (окисление метана и угарного газа, дегидрирование парафинов и др.). Их свойства зависят от особенностей поверхности, которая определяет кинетику растворения оксидов. Проведенные экспериментальные исследования по воздействию минеральных кислот (в частности, H2SO4) на скорость гетерогенной реакции (Со3О4 и Fe3O4 в кислой среде) выявили природу лимитирующей стадии, которая состоит в формировании поверхностных соединений вида – и их последующего перехода в раствор электролита. Также разработан системный анализ кривых растворения оксидов для расчета кинетических параметров: энергии активации и порядков реакции по ионам водорода и сульфат-ионам.

оксид кобальта

оксид железа

кинетика

растворение

моделирование

модель Бартона – Странского

метод Хоугена – Ватсона

1. Бокштейн Б.С., Менделев М.И., Похвиснев Ю.В. Физическая химия: термодинамика и кинетика. – М.: Изд-во «МИСИС», 2012. – 258 с.

2. Батлер Дж. Ионные равновесия. – Л.: Химия, 1973. – 448 с.

3. Дельмон Б. Кинетика гетерогенных реакций. – М.: Мир, 1972. – 555 с.

4. Барре П. Кинетика гетерогенных процессов. – М.: Мир, 1976. – 400 с.

5. Киселев М.Ю. Механизм и кинетика растворения пирита методом электрохимической хлоринации // Известия высших учебных заведений. Горный журнал. – 2010. – № 4. – С. 101–104.

6. Корценштейн Н.М., Самуйлов Е.В. Объемная конденсация при гетерогенных реакциях // Коллоидный журнал. – 2013. – Т. 75, № 1. – 84 с.

7. Колесников В.А., Капустин В.А., Капустин Ю.И., Исаев М.К., Колесников А.В. Оксиды металлов – перспективные материалы для электрохимических процессов // Стекло и керамика. – 2016. – № 12. – С. 23–28.

8. Якушева Е.А., Горичев И.Г., Атанасян Т.К., Изотов А.Д. Изучение кинетики растворения оксидов кобальта (Со3О4, Со2О3) при различных концентрациях H2SO4, HCl, ЭДТА И рН // Волгоград: Тезисы XIX Менд. съезда по общей и прикладной химии. – 2011. – Т. 3 – С. 366.

9. Якушева Е.А., Горичев И.Г., Атанасян Т.К., Лайнер Ю.А. Кинетика растворения оксидов кобальта в кислых средах // Металлы. – 2010. – № 2. – С. 21–27.

10. Якушева Е.А., Горичев И.Г., Атанасян Т.К., Плахотная О.Н., Горячева В.Н. Моделирование кинетических процессов растворения оксидов кобальта и меди в серной кислоте // Вестник МГТУ им. Н.Э. Баумана. Сер. Естественные науки. – 2017. – № 3. – C. 124–134.

Проведенные экспериментальные исследования растворения оксидных фаз позволяют детально описать процессы поведения твердой фазы в кислой среде, объяснить явления, протекающие на поверхности оксидов, с учетом их кислотно-основных характеристик и механизма растворения, провести моделирование топохимических реакций.

Цель исследования состоит в изучении и моделировании процесса растворения Со3О4 и Fe3O4 в серной кислоте.

Материалы и методы исследования

Для исследований брали образцы массой 500 мг с d = 80÷100 мкм. Идентификацию оксидов проводили методами рентгенофазового, ИК- и термоанализами.

Для выяснения механизма растворения твердых образцов оксидов металлов в кислых средах эксперимент проводился в приборе (термостатируемый реактор объемом 0,5 л) для изучения кинетики растворения твердых образцов, исключающем влияние, каких-либо неконтролируемых факторов на изучаемое явление. Температура опыта 363 К. Эксперимент проводился при различных значениях рН и концентрациях минеральной кислоты.

Через определенные промежутки времени проводили отбор проб жидкой фазы из реакционного сосуда стеклянным фильтром Шотта. Концентрацию ионов кобальта определяли спектрофотометрически (спектрофотометр УФ-3100) с помощью роданида аммония, а железа - с помощью о-фенантролина.

Полученные экспериментальные данные по влиянию концентрации кислоты на скорость растворения оксида кобальта Co3O4 и Fe3O4 представлены на рис. 1 (точки - данные эксперимента, линии - результат моделирования). Долю растворенного вещества a рассчитывали по уравнению: a = Dt/D∞.

Рис. 1. а) зависимость доли растворенного оксида Со3О4 от времени при различных концентрациях серной кислоты (моль/л): 1 - 10,0; 2 - 5,93; 3 - 2,97; 4 - 1,0; 5 - 0,57; 6 - 0,12; Т = 363,2 К; б) зависимость доли растворенного оксида Fe3О4 от времени при различных концентрациях серной кислоты (моль/л): 1 - 10,3; 2 - 7,82; 3 - 3,86; 4 - 2,44; Т = 293 К

Результаты исследования и их обсуждение

Расчет кинетических параметров. Был проведен анализ экспериментальных кинетических данных с помощью уравнений гетерогенной кинетики, который позволил определить порядки реакций по различным ионам (ni), удельную скорость растворения (Wi), ее зависимость от концентрации раствора, а также энергии активации реакций (Еа) .

Кинетика гетерогенных реакций базируется на обязательном учете изменения поверхности частиц в процессе растворения во времени, кроме того, как правило, гетерогенные реакции характеризуются постоянством скорости во времени (1) .

В этом случае скорость растворения оксида можно представить уравнением :

где Wi - удельная скорость растворения; f(α) - функция, которая учитывает, как меняется поверхность оксида с течением времени.

Для выяснения механизма растворения и моделирования этого явления брали модель Бартона - Странского (2):

, (2)

где A - константа. Ее значение прямо пропорционально числу активных центров на поверхности одной частицы оксида.

Для нахождения значений переменных W и A использовались методы нелинейного регрессионного анализа и компьютерная программа MathCad.

Таблица 1

Удельная скорость растворения оксидов Co3O4 и Fe3O4 в зависимости от концентрации H2SO4

Из данных таблицы и рис. 2 (точки - экспериментальные данные, линии - результат моделирования по уравнению (3)) следует, что оксид кобальта Co3O4 растворяется быстрее в серной кислоте, чем оксид железа Fe3O4. Порядок реакции по ионам водорода для двух оксидов равен приблизительно 0,5. (все результаты получены на основе модели Бартона - Странского).

Рис. 2. а) зависимость логарифма скорости (lg W) от логарифма концентрации (lg C(H2SO4)) при растворении Со3О4 в серной кислоте; б) зависимость логарифма скорости (lg W) от логарифма концентрации (lg C(H2SO4)) при растворении Fe3O4 в серной кислоте

Полученные данные позволяют описать связь удельной скорости растворения оксидов Со3O4 и Fe3O4 от концентрации H2SO4 обобщенным уравнением

, (3)

где ≡, W0 - константа скорости растворения, K1, K2 - постоянные.

Моделирование механизма растворения оксидов кобальта и железа в неорганической кислоте. Растворение оксидов в кислотах происходит на поверхностных дефектах кристаллической решетки, так называемых активных центрах растворения оксидов, адсорбировавших ионы H+ и ионные пары Н+…А-.

Метод Хоугена - Ватсона позволяет провести моделирование влияния рН и концентрации кислот на скорость растворения оксидов .

В этом случае скорость растворения оксидов кобальта и железа будет выражаться уравнением :

Предположительно на поверхности оксидов образуются частицы гидроксокомплексов металлов такого же состава, что и находящиеся в растворе. Для расчета концентрации гидроксокомплексов использовали уравнения материального баланса в реакциях гидролиза по ионам водорода, кобальта и железа; уравнения гидролиза по всем ступеням для расчета констант гидролиза . Метод Хоугена - Ватсона предполагает, что зависимость концентрации ионов на поверхности оксидов и в растворе подчиняется изотерме Ленгмюра, что позволяет связать поверхностную и объемную концентрации ионов (уравнение (5)).

Зависимость удельной скорости растворения оксидов кобальта Со3О4 и Fe3O4 в разбавленной серной кислоте выражается уравнениями (5-7).

Концентрацию ионов и можно выразить через общую концентрацию ионов Co3+ и Fe3+, если установлено их содержание в растворе. В этом случае и . Тогда скорость равна

Если проводить моделирование процесса растворения оксида и принять, что ионы и выступают в качестве поверхностно-активных частиц, то зависимость скорости процесса от концентрации ионов будет выглядеть следующим образом (a1 - количество ионов в растворе).

Понравилась статья? Поделитесь ей

Распечатать статью