Draslík, sodík nebo lithium mohou reagovat s vodou. V tomto případě se v reakčních produktech nacházejí sloučeniny příbuzné hydroxidům. Vlastnosti těchto látek, zvláštnosti výskytu chemických procesů, na kterých se podílejí báze, jsou určeny přítomností hydroxylové skupiny v jejich molekulách. Při elektrolytických disociačních reakcích se tedy zásady štěpí na kovové ionty a OH - anionty. Na to, jak zásady interagují s oxidy nekovů, kyselinami a solemi, se podíváme v našem článku.
Pro správné pojmenování báze je potřeba k názvu kovového prvku přidat slovo hydroxid. Uveďme konkrétní příklady. Hliníková báze patří k amfoterním hydroxidům, jejichž vlastnosti budeme v článku zvažovat. Povinná přítomnost hydroxylové skupiny spojené s kovovým kationtem iontovým typem vazby v molekulách báze může být stanovena pomocí indikátorů, například fenolftaleinu. Ve vodném prostředí je přebytek OH - iontů dán změnou barvy roztoku indikátoru: bezbarvý fenolftalein se stává karmínovým. Pokud kov vykazuje více mocenství, může tvořit více bází. Například železo má dvě báze, ve kterých se rovná 2 nebo 3. První sloučenina se vyznačuje charakteristikami druhé - amfoterní. Proto se vlastnosti vyšších hydroxidů liší od sloučenin, ve kterých má kov nižší stupeň mocenství.
Báze jsou pevné látky, které jsou odolné vůči teplu. Ve vztahu k vodě se dělí na rozpustné (zásady) a nerozpustné. První skupinu tvoří chemicky aktivní kovy - prvky první a druhé skupiny. Látky, které jsou nerozpustné ve vodě, se skládají z atomů jiných kovů, jejichž aktivita je nižší než aktivita sodíku, draslíku nebo vápníku. Příklady takových sloučenin jsou báze železa nebo mědi. Vlastnosti hydroxidů budou záviset na tom, do které skupiny látek patří. Zásady jsou tedy tepelně stabilní a při zahřívání se nerozkládají, zatímco zásady nerozpustné ve vodě se vlivem vysoké teploty ničí za vzniku oxidu a vody. Například měděná báze se rozkládá následovně:
Cu(OH)2 = CuO + H20
Interakce mezi dvěma důležitými skupinami sloučenin – kyselinami a zásadami – se v chemii nazývá neutralizační reakce. Tento název lze vysvětlit tím, že chemicky agresivní hydroxidy a kyseliny tvoří neutrální produkty – soli a vodu. Protože jde ve skutečnosti o proces výměny mezi dvěma komplexními látkami, neutralizace je charakteristická jak pro zásady, tak pro zásady nerozpustné ve vodě. Uveďme rovnici pro neutralizační reakci mezi žíravým draslíkem a chloridovou kyselinou:
KOH + HCl = KCl + H2O
Důležitou vlastností zásad alkalických kovů je jejich schopnost reagovat s kyselými oxidy za vzniku soli a vody. Například průchodem oxidu uhličitého přes hydroxid sodný můžete získat jeho uhličitan a vodu:
2NaOH + C02 = Na2C03 + H20
Iontoměničové reakce zahrnují interakci mezi alkáliemi a solemi, ke které dochází za vzniku nerozpustných hydroxidů nebo solí. Nalitím roztoku po kapkách do roztoku síranu měďnatého tedy můžete získat modrou rosolovitou sraženinu. Jedná se o měděnou bázi, nerozpustnou ve vodě:
CuS04 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2S04
Chemické vlastnosti hydroxidů, nerozpustných ve vodě, se liší od alkálií tím, že při mírném zahřátí ztrácejí vodu - dehydratují se a přecházejí do formy odpovídajícího zásaditého oxidu.
Pokud prvek nebo může reagovat s kyselinami i zásadami, nazývá se amfoterní. Patří mezi ně například zinek, hliník a jejich báze. Vlastnosti amfoterních hydroxidů umožňují psát jejich molekulové vzorce jak ve formě hydroxoskupiny, tak ve formě kyselin. Uveďme několik rovnic pro reakce hliníkové báze s chloridovou kyselinou a hydroxidem sodným. Ilustrují speciální vlastnosti hydroxidů, které jsou amfoterními sloučeninami. Druhá reakce nastává při rozkladu alkálie:
2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H20
Al(OH)3 + NaOH = NaAl02 + 2H20
Produkty procesů budou voda a soli: chlorid hlinitý a hlinitan sodný. Všechny amfoterní báze jsou nerozpustné ve vodě. Jsou extrahovány jako výsledek interakce vhodných solí a alkálií.
V průmyslových odvětvích vyžadujících velké objemy alkálií se získávají elektrolýzou solí obsahujících kationty aktivních kovů první a druhé skupiny periodické tabulky. Surovinou pro extrakci např. hydroxidu sodného je roztok kuchyňské soli. Reakční rovnice bude:
2NaCl + 2H20 = 2NaOH + H2 + Cl2
Báze nízkoaktivních kovů se získávají v laboratoři reakcí alkálií s jejich solemi. Reakce je iontoměničového typu a končí vysrážením báze. Jednoduchým způsobem výroby alkálií je substituční reakce mezi aktivním kovem a vodou. Je doprovázena zahříváním reakční směsi a je exotermického typu.
Vlastnosti hydroxidů se využívají v průmyslu. Zvláštní roli zde hrají alkálie. Používají se jako čističky petroleje a benzínu, k výrobě mýdla, zpracování přírodní kůže a také v technologiích výroby umělého hedvábí a papíru.
Protože d-oxidy kovů jsou nerozpustné ve vodě, jejich hydroxidy se získávají nepřímo výměnnými reakcemi mezi jejich solemi a alkalickými roztoky:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl;
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2 + 2NaCl (v nepřítomnosti kyslíku);
FeSO 4 + 2KOH = Fe(OH) 2 + K 2 SO 4 (v nepřítomnosti kyslíku).
Hydroxidy d-prvků v nižších oxidačních stavech jsou slabé báze; Jsou nerozpustné ve vodě, ale dobře se rozpouštějí v kyselinách:
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + H20
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuS04 + H20
Hydroxidy d-prvků ve středních oxidačních stavech a hydroxid zinečnatý se rozpouštějí nejen v kyselinách, ale i v nadbytku alkalických roztoků za vzniku hydroxokomplexů (tj. vykazují amfoterní vlastnosti), např.:
Zn(OH)2 + H2S04 = ZnS04 + 2H20;
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2;
Cr(OH)3 + 3HN03 = Cr(N03)3 + 3H20;
Cr(OH)3 + 3KOH = K3.
Ve vyšších oxidačních stavech tvoří přechodné kovy hydroxidy, které vykazují kyselé vlastnosti nebo amfoterní vlastnosti s převahou kyselých:
Se zvýšením stupně oxidace prvku slábnou základní vlastnosti oxidů a hydroxidů a zvyšují se vlastnosti kyselé.
Proto zleva doprava napříč periodou dochází ke zvýšení kyselých vlastností hydroxidů d-kovů ve vyšších oxidačních stavech až do podskupiny Mn, poté kyselé vlastnosti slábnou:
Sc(OH) 3 - TiO 2 xH 2 O - V 2 O 5 x H 2 O - H 2 CrO 4 - HMnO 4
Posílení vlastností kyseliny
Fe(OH) 3 - Co(OH) 2 - Cu(OH) 2 - Zn(OH) 2
Pomalé slábnutí kyselých vlastností
Uvažujme změnu vlastností d-hydroxidů kovů v podskupinách. Shora dolů v podskupině vzrůstají základní vlastnosti hydroxidů d-prvků ve vyšších oxidačních stavech, zatímco vlastnosti kyselé klesají. Například pro šestou skupinu d-kovů:
H 2 CrO 4 - ostrý - MoO 3 H 2 O - slabý - WO 3 H 2 O
Vlastnosti kyselin jsou sníženy
Spojení d-prvků v nižších oxidačních stavech vykazují, většinou, redukční vlastnosti, zejména v alkalickém prostředí. Proto jsou například hydroxidy Mn(+2), Cr(+2), Fe(+2) velmi nestabilní a rychle se oxidují vzdušným kyslíkem:
2Mn(OH)2 + 02 + 2H20 = 2Mn(OH)4;
4Cr(OH)2 + O2 + 2H20 = 4Cr(OH)3
K přeměně hydroxidu kobaltnatého (II) nebo nikelnatého (II) na Co(OH) 3 nebo Ni(OH) 3 je nutné použít silnější oxidační činidlo - například peroxid vodíku H 2 O 2 v alkalickém prostředí nebo brom Br 2:
2Co(OH)2 + H202 = 2Co(OH)3;
2 Ni(OH) 2 + Br 2 + 2NaOH = 2 Ni(OH) 3 + 2NaBr
Deriváty Ti(III), V(III), V(II), Cr (II) snadno oxidují na vzduchu, některé soli mohou být oxidovány i s vodou:
2Ti2(S04)3 + 02 + 2H20 = 4TiOSO4 + 2H2S04;
2CrCl2 + 2H20 = 2Cr(OH)Cl2 + H2
Sloučeniny d-prvků ve vyšších oxidačních stavech (od +4 do +7) obvykle vykazují oxidační vlastnosti. Sloučeniny Ti(IV) a V(V) jsou však vždy stabilní, a proto mají relativně slabé oxidační vlastnosti:
TiOS04 + Zn + H2S04 = Ti2(S04)3 + ZnS04 + H20;
Na 3 VO 4 + Zn + H 2 SO 4 = VOSO 4 + ZnSO 4 + H 2 O
K redukci dochází za drsných podmínek - atomárním vodíkem v okamžiku jeho uvolnění (Zn + 2H + = 2H· + Zn 2+).
A sloučeniny chrómu ve vyšších oxidačních stavech jsou silná oxidační činidla, zejména v kyselém prostředí:
K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;
2CrO 3 + C 2 H 5 OH = Cr 2 O 3 + CH 3 COH + H 2 O
Sloučeniny Mn(VI), Mn(VII) a Fe(VI) vykazují ještě silnější oxidační vlastnosti:
2KMn04 + 6KI + 4H20 = 2Mn02 + 3I2 + 8KOH;
4K 2 FeO 4 + 10H 2 SO 4 = 2Fe 2 (SO 4) 3 + 3O 2 + 10H 2 O+ 4K 2 SO 4
Tím pádem, oxidační vlastnosti sloučenin d-prvků ve vyšších oxidačních stavech se v průběhu periody zleva doprava zvyšují.
Oxidační schopnost sloučenin d-prvků ve vyšších oxidačních stavech v podskupině shora dolů slábne. Například v podskupině chrómu: dvojchroman draselný K 2 Cr 2 O 7 interaguje i s tak slabým redukčním činidlem, jako je SO 2 . K redukci molybdenanu nebo wolframanových iontů je zapotřebí velmi silné redukční činidlo, například roztok chloridu cínatého v kyselině chlorovodíkové:
K 2 Cr 2 O 7 + SO 2 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
3 (NH 4) 2 MoO 4 + HSnCl 3 + 9HCl = MoO 3 MoO 5 + H 2 SnCl 6 + 4H 2 O + 6NH 4 Cl
K poslední reakci dochází při zahřátí a oxidační stav d-prvku velmi mírně klesá.
Sloučeniny d-kovů ve středních oxidačních stavech vykazují redoxní dualitu. Například sloučeniny železa (III), v závislosti na povaze partnerské látky, mohou vykazovat vlastnosti redukčního činidla:
2FeCl3 + Br2 + 16KOH = 2K2Fe04 + 6KBr + 6KCl +8H2O,
a oxidační vlastnosti:
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl.
nebo = vodík + báze (pokud báze není rozpustná ve vodě)
Reakce nastává pouze v případě
kov je v řadě aktivit až po vodík.
Základna - komplexní látka, ve které je každý atom kovu spojen s jednou nebo více hydroxoskupinami.
v oxidačních stavech +1 A +2 ukázat základní vlastnosti ,
Vyplňte tabulku:
kovy hlavních podskupin já - III skupiny
Srovnávací otázky
já skupina
II skupina
2. Fyzikální vlastnosti.
III skupina
Interakce:
a) s vodou
b) s kyselinami
c) s oxidy kyselin
d) s amfoterními oxidy
d) s alkáliemi
5. Hydroxidový vzorec.
6. Fyzikální vlastnosti
Interakce:
a) působení na ukazatele
b) s kyselinami
c) s oxidy kyselin
d) solnými roztoky
e) s nekovy
e) s alkáliemi
h) postoj k vytápění
Vlastnosti oxidů a hydroxidů se v období mění od zásaditých přes amfoterní až po kyselé, protože kladný oxidační stav prvků se zvyšuje.
Na 2 Ó , Mg +2 Ó , Al 2 Ó 3
základní amfoterní
Na +1 Ó N , Mg +2 (Ó N ) 2 , Al +3 (Ó N ) 3
alkálie Slabý amfoterní
zásaditý hydroxid
V hlavních podskupinách se základní vlastnosti oxidů a hydroxidů zvyšují shora dolů .
Kovové sloučeniny já A skupiny
Oxidy alkalických kovů
Obecný vzorec Meh 2 O
Fyzikální vlastnosti: Pevné, krystalické látky, vysoce rozpustné ve vodě.
Li 2 O, Na 2 O - bezbarvý, K 2 O, Rb 2 O - žlutý, Cs 2 O - oranžový.
Způsoby získání:
Oxidací kovu vzniká pouze oxid lithný
4 Li + O 2 → 2 Li 2 O
(v ostatních případech se získávají peroxidy nebo superoxidy).
Všechny oxidy (kromě Li 2 O) se získávají zahříváním směsi peroxidu (nebo superoxidu) s přebytkem kovu:
Na202 + 2Na → 2Na20
KO2 + 3K → 2K20
Chemické vlastnosti
Typické bazické oxidy:
Reagujte s vodou za vzniku alkálií: Na 2 O + H 2 O →
2. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody: Na 2 O + H Cl →
3. Interagujte s oxidy kyselin za vzniku solí: Na 2 O + SO 3 →
4. Interakce s amfoterními oxidy za tvorby solí: Na 2 O + ZnO → Na 2 ZnO 2
Hydroxidy alkalických kovů
Obecný vzorec - MeOH
Fyzikální vlastnosti: Bílé krystalické látky, hygroskopické, vysoce rozpustné ve vodě (za uvolňování tepla). Roztoky jsou na dotek mýdlové a velmi žíravé.
NaOH – hydroxid sodný
KOH – žíravý draslík
Silné báze - Alkálie. Hlavní vlastnosti jsou vylepšeny v následujícím pořadí:
LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH
Způsoby získání:
1. Elektrolýza roztoků chloridů:
2NaCl + 2H20 → 2NaOH + H2 + Cl2
2. Výměnné reakce mezi solí a bází:
K2C03 + Ca(OH)2 → CaCO 3 + 2 KOH
3. Interakce kovů nebo jejich bazických oxidů (nebo peroxidů a superoxidů) s vodou:
2 Li + 2 H20 → 2 LiOH + H2
Li20 + H20 → 2 LiOH
Na202 + 2 H20 → 2 NaOH + H202
Chemické vlastnosti
1. Změňte barvu indikátorů:
Lakmus - modrý
Fenolftalein – na malinu
Metyloranž - až žlutá
2. Interagujte se všemi kyselinami.
NaOH + HCl → NaCl + H2O
3. Interakce s oxidy kyselin.
2NaOH + SO3 → Na2S04 + H20
4. Interagujte s roztoky solí, pokud se tvoří plyn nebo sediment.
2 NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4
5. Interakce s některými nekovy (síra, křemík, fosfor)
2 NaOH + Si + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2
6. Interakce s amfoterními oxidy a hydroxidy
2 NaOH + Zn O + H 2 O → Na 2 [Zn (OH) 4 ]
2 NaOH + Zn (OH) 2 → Na 2 [Zn (OH) 4 ]
7. Při zahřívání se nerozkládají, kromě LiOH.
II skupiny
Oxidy kovů II A skupiny
Obecný vzorec MeO
Fyzikální vlastnosti: Pevné, bílé krystalické látky, málo rozpustné ve vodě.
Způsoby získání:
Oxidace kovů (kromě Ba, který tvoří peroxid)
2Ca + O2 → 2CaO
2) Tepelný rozklad dusičnanů nebo uhličitanů
CaC03 → CaO + CO2
2Mg(N03)2 → 2MgO + 4N02 + O2
Chemické vlastnosti
BeO – amfoterní oxid
Oxidy Mg, Ca, Sr, Ba – zásadité oxidy
Interagují s vodou (kromě BeO), tvoří alkálie (Mg (OH) 2 - slabá báze):
CaO + H20 →
2. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody: CaO + H Cl →
3. Interagují s oxidy kyselin za vzniku solí: CaO + SO 3 →
4. BeO interaguje s alkáliemi: BeO + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 [Be (OH) 4 ]
Hydroxidy kovů II A skupiny
Obecný vzorec - já (OH) 2
Fyzikální vlastnosti: Bílé krystalické látky jsou hůře rozpustné ve vodě než hydroxidy alkalických kovů. Be(OH) 2 – nerozpustný ve vodě.
Hlavní vlastnosti jsou vylepšeny v následujícím pořadí:
být (OH) 2 → Mg (ON) 2 → Ca (ON) 2 → Sr (ON) 2 → B A (ON) 2
Způsoby získání:
Reakce kovů alkalických zemin nebo jejich oxidů s vodou:
Ba + 2 H20 -> Ba (OH) 2 + H2
CaO (pálené vápno) + H 2 O → Ca (OH) 2 (hašené vápno)
Chemické vlastnosti
Be(OH) 2 – amfoterní hydroxid
Mg (OH) 2 – slabá báze
Ca(OH) 2, Sr (OH) 2, Ba(OH) 2 - silné zásady - alkálie.
Změňte barvu indikátorů:
Lakmus - modrý
Fenolftalein – na malinu
Metyloranž - až žlutá
2. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
Be(OH)2 + H2S04 ->
3. Interakce s oxidy kyselin:
Ca(OH)2 + S03 ->
4. Interakce s roztoky solí, pokud se tvoří plyn nebo sediment:
Ba(OH)2 + K2S04 ->
Hydroxid beryllitý reaguje s alkáliemi:
Be(OH) 2 + 2 NaOH → Na 2 [Be(OH) 4]
Při zahřívání se rozkládají: Ca(OH) 2 →
Sloučeniny kovů hlavní podskupiny III skupiny
Hliníkové spoje
Oxid hlinitý
Al 2 Ó 3
Ó = Al – Ó – Al = Ó
Fyzikální vlastnosti: Oxid hlinitý, korund, barevný - rubín (červený), safír (modrý).
Pevná žáruvzdorná látka (t° pl. = 2050 °C) látka; existuje v několika krystalových modifikacích.
Způsoby získání:
Spalování hliníkového prášku: 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3
Rozklad hydroxidu hlinitého: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O
Chemické vlastnosti
Al 2 O 3 - amfoterní oxid s převahou bazických vlastností; nereaguje s vodou.
Jako zásaditý oxid: Al 2 O 3 + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O
Jako kyselý oxid: Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O → 2 Na [Al (OH) 4 ]
2) Legováno alkáliemi nebo uhličitany alkalických kovů:
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaAlO 2 (hlinitan sodný) + CO 2
Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H20
Hydroxid hlinitý Al ( ACH ) 3
Fyzikální vlastnosti: bílá krystalická látka,
nerozpustný ve vodě.
Způsoby získání:
1) Srážení z roztoků solí s alkáliemi nebo hydroxidem amonným:
AlCl3 + 3NaOH -> Al(OH)3 + 3NaCl
Al 2 (SO 4) 3 + 6NH 4 OH → 2Al (OH) 3 + 3 (NH 4) 2 SO 4
Al 3+ + 3 OH ¯ → Al (OH) 3 (bílá želatinová)
2) Slabé okyselení roztoků hlinitanů:
Na + CO 2 → Al(OH) 3 + NaHC03
Chemické vlastnosti
Al ( ACH ) 3 - A mfoterní hydroxid :
1) Reaguje s kyselinami a roztoky zásad:
Jako báze Al (OH) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H20
Jako kyselina Al (OH) 3 + NaOH → Na [Al (OH) 4 ]
(tetrahydroxyaluminát sodný)
Při zahřívání se rozkládá: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O
Vyplňte tabulku: Srovnávací charakteristiky oxidů a hydroxidů
kovy hlavních podskupin já - III skupiny
Srovnávací otázky
já skupina
II skupina
Oxidační stav Me v oxidu.
2. Fyzikální vlastnosti.
III skupina
3. Chemické vlastnosti (srovnej).
4. Způsoby výroby oxidů.
Interakce:
a) s vodou
b) s kyselinami
c) s oxidy kyselin
d) s amfoterními oxidy
d) s alkáliemi
5. Hydroxidový vzorec.
Oxidační stav Me v hydroxidu.
6. Fyzikální vlastnosti
7. Chemické vlastnosti (srovnej).
8. Způsoby výroby hydroxidů.
Interakce:
a) působení na ukazatele
b) s kyselinami
c) s oxidy kyselin
d) solnými roztoky
e) s nekovy
e) s alkáliemi
g) s amfoterními oxidy a hydroxidy
h) postoj k vytápění
Báze jsou tvořeny atomy kovů a hydroxylovou skupinou (OH -), proto se nazývají hydroxidy.
1. Ve vztahu k k vodě pozemky se dělí na:
2. Interakcí s ostatními Chemicky se hydroxidy dělí na:
Několik výjimek:
Viz chemické vlastnosti
VĚCI
_________________________________
jednoduchý komplex
____/______ ______________/___________
kovy nekovy oxidy hydroxidy soli
K, Ba S, P P 2 O 5 H 2 SO 4 Cu(NO 3) 2
Na20 Ba(OH)2Na2C03
Uvažujme o klasifikaci, chemických vlastnostech a metodách získávání složitých látek.
OXIDY
OXID je komplexní látka sestávající ze dvou prvků, z nichž jedním je kyslík, který je v oxidačním stavu -2.
Výjimky jsou:
1) sloučeniny kyslíku a fluoru - fluoridy: například fluorid kyslíku OF 2 (oxidační stav kyslíku v této sloučenině +2)
2) peroxidy (sloučeniny některých prvků s kyslíkem, ve kterých je vazba mezi atomy kyslíku), například:
peroxid vodíku H 2 O 2 peroxid draselný K 2 O 2
Příklady oxidů: oxid vápenatý - CaO, oxid barnatý - BaO. Pokud prvek tvoří několik oxidů, pak je valence prvku uvedena v jejich názvech v závorkách, například: oxid síry (IV) - SO 2, oxid síry (VI) - SO 3.
Všechny oxidy lze rozdělit do dvou velkých skupin: solnotvorné (solnotvorné) a nesolnotvorné.
Solnotvorné látky se dělí do tří skupin: zásadité, amfoterní a kyselé.
O OXIDY
_________________/__________________
sůl tvořící nesolnotvorný
CO, N2O, NO
↓ ↓ ↓
zásaditá kyselina amfoterní
(oni (odpovídají
odpovídají, kyseliny)
důvody)
CaO, Li 2 O ZnO, BeO, PbO P 2 O 5, Mn 2 O 7
Cr203, Al203
Nekovy tvoří kyselé oxidy, např.: oxid dusíku (V) - N 2 O 5, oxid uhelnatý (IV) - CO 2. Kovy s mocenstvím menším než tři tvoří zpravidla zásadité oxidy, např.: oxid sodný - Na20, oxid hořečnatý - MgO; a s mocenstvím více než čtyř - kyselé oxidy, například oxid manganu (VII) - Mn207, oxid wolframu (VI) - WO 3.
Uvažujme chemické vlastnosti kyselých a zásaditých oxidů.
CHEMICKÉ VLASTNOSTI OXIDŮ
ZÁKLADNÍ KYSELINA
Interakce s vodou
Produktem reakce je:
zásaditá kyselina
(pokud je ve složení oxidu P 2 O 5 + 3H 2 O à 2H 3 PO 4
zahrnuje aktivní kov, SiO 2 + H 2 O ≠
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca)
CaO + H20 à Ca(OH) 2
2. Vzájemná interakce, tvorba solí CuO + SO3 až CuS04
3. Interakce s hydroxidy:
S rozpustnými kyselinami, s rozpustnými zásadami
V důsledku reakce se tvoří sůl a voda
CuO + H 2 SO 4 àCuSO 4 + H 2 O CO 2 + Ca(OH) 2 à CaCO 3 + H 2 O
Méně těkavé oxidy
Nahrazuje těkavější
z jejich solí:
K2C03 + Si02 à K2Si03 + C02
Amfoterní oxidy zahrnují: oxidy kovů s mocenstvím tři, například: oxid hlinitý - Al 2 O 3, oxid chrómu (III) - Cr 2 O 3, oxid železitý - Fe 2 O 3, jakož i několik výjimky, ve kterých je kov dvojmocný, např.: oxid beryllitý BeO, oxid zinečnatý ZnO, oxid olovnatý - PbO. .
Amfoterní oxidy mají dvojí povahu: jsou současně schopné reakcí, do kterých vstupují jako zásadité a jako kyselé oxidy.
Dokažme amfoterní povahu oxidu hlinitého. Uveďme rovnice pro reakce interakce s kyselinou chlorovodíkovou a zásadou (ve vodném roztoku a při zahřívání). Při interakci oxidu hlinitého a kyseliny chlorovodíkové vzniká sůl – chlorid hlinitý. V tomto případě působí jako hlavní oxid oxid hlinitý.
AI2O3 + 6HCl à2AlCl3 + 3H20
jako hlavní
Ve vodném roztoku vzniká komplexní sůl -
tetrahydroxyaluminát sodný:
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 Oà 2Na tetrahydroxoaluminát sodný
jako kyselé
Při tavení s alkáliemi vznikají metahlinitany.
Představme si molekulu hydroxidu hlinitého Al(OH) 3 ve formě kyseliny, tzn. Na prvním místě zapíšeme všechny atomy vodíku, na druhém místě zbytek kyseliny:
H 3 AlO 3 - kyselina hlinitá
Pro trojmocné kovy odečtěte 1 H 2 O od vzorce kyseliny a získáte kyselinu metahlinitou:
- H20
HAlO 2 - meta-hlinitá kyselina
fúze
Al 2 O 3 +2 NaOHà 2NaAlO 2 + H 2 O metahlinitan sodný
jako kyselé
ZPŮSOBY ZÍSKÁVÁNÍ OXIDŮ:
1. Interakce jednoduchých látek s kyslíkem:
4Al + 302 až 2Al203
2. Spalování nebo pražení komplexních látek:
CH4 + 202 à C02 + 2H20
2ZnS + 3O 2 à 2SO 2 + 2ZnO
3. Rozklad při zahřívání nerozpustných hydroxidů:
Cu(OH) 2 à CuO + H 2 O H 2 SiO 3 à SiO 2 + H 2 O
4. Rozklad při zahřívání média a kyselých solí:
CaC03 až CaO + C02
2KHCO3àK2CO3 + CO2 + H20
4AgN03 až 4Ag + 4NO2 + O2
HYDROXIDY
Hydroxidy se dělí do tří skupin: zásady, kyseliny a amfoterní hydroxidy (vykazující vlastnosti zásad i kyselin).
BASE je komplexní látka skládající se z atomů kovu a jedné nebo více hydroxylových skupin
(- ON).
Například: hydroxid sodný - NaOH, hydroxid barnatý Ba(OH) 2. Počet hydroxylových skupin v molekule báze se rovná mocenství kovu.
ACID je komplexní látka, která se skládá z atomů vodíku, které mohou být nahrazeny atomy kovu a kyselým zbytkem.
Například: kyselina sírová - H 2 SO 4, kyselina fosforečná - H 3 PO 4.
Valence zbytku kyseliny je určena počtem atomů vodíku. V chemických sloučeninách je zachována valence kyselého zbytku (viz tabulka 1).
TABULKA 1 VZORCE NĚKTERÝCH KYSELIN A
ZBYTEK KYSELINY
| Název kyseliny | Vzorec | Zbytek kyseliny | Valence zbytku kyseliny | Název soli tvořené touto kyselinou |
| Fluorescenční | HF | F | já | fluorid |
| Solyanaya | HCl | Cl | já | chlorid |
| bromovodík | HBr | Br | já | bromid |
| Hydrojodický | AHOJ | já | já | jodid |
| Dusík | HNO3 | NE 3 | já | dusičnan |
| Dusíkatý | HNO2 | NE 2 | já | dusitany |
| Ocet | CH3COOH | CH 3 COO | já | acetát |
| sírový | H2SO4 | SO 4 | II | síran |
| Sirnatý | H2SO3 | TAK 3 | II | siřičitan |
| Sirovodík | H2S | S | II | sulfid |
| Uhlí | H2CO3 | CO3 | II | uhličitan |
| Pazourek | H2SiO3 | Si03 | II | silikát |
| Fosfor | H3PO4 | PO 4 | III | fosfát |
Podle rozpustnosti ve vodě se hydroxidy dělí na dvě skupiny: rozpustné (například KOH, H 2 SO 4) a nerozpustné (H 2 SiO 3, Cu(OH) 2). Báze, které se rozpouštějí ve vodě, se nazývají alkálie.
