Химические свойства нерастворимых оснований. Список кислотных гидроксидов и их химические свойства

Кроме оксидов, кислот и солей, относится группа соединений, называемых основаниями или гидроксидами. Все они имеют единый план строения молекулы: обязательно содержат в ее составе одну или несколько гидроксильных групп, соединенных с ионом металла. Основные гидроксиды генетически связаны с оксидами металлов и солями, это обуславливает не только их химические свойства, но и способы получения в лаборатории и промышленности.

Существует несколько форм классификации оснований, которые базируются как на характеристике металла, входящего в состав молекулы, так и на способности вещества растворяться в воде. В нашей статье мы рассмотрим эти особенности гидроксидов, а также ознакомимся с их химическими свойствами, от которых зависит применение оснований в промышленности и быту.

Физические свойства

Все основания, образованные активными или типичными металлами, представляют собой твердые вещества, обладающие широким диапазоном температур плавления. По отношению к воде они делятся на хорошо растворимые - щелочи и нерастворимые в воде. Например, основные гидроксиды, содержащие в качестве катионов элементы IA группы, легко растворяются в воде и являются сильными электролитами. Они мыльные на ощупь, разъедают ткань, кожу и называются щелочами. При их диссоциации в растворе обнаруживаются ионы ОН - , определяемые с помощью индикаторов. Например, бесцветный фенолфталеин в щелочной среде становится малиновым. Как растворы, так и расплавы гидроксидов натрия, калия, бария, кальция являются электролитами, т.е. проводят электрический ток и считаются проводниками второго рода. К растворимым основаниям, наиболее часто используемым в промышленности, относится около 11 соединений, например, таких, как основные гидроксиды натрия, калия, аммония и др.

Строение молекулы основания

Между катионом металла и анионами гидроксильных групп в молекуле вещества образуется ионная связь. Она достаточно прочная у нерастворимых в воде гидроксидов, поэтому полярные молекулы воды не способны разрушить кристаллическую решетку такого соединения. Щелочи являются веществами стойкими и практически не образуют при нагревании оксид и воду. Так, основные гидроксиды калия и натрия кипят при температуре более 1000 °С, при этом они не разлагаются. В графических формулах всех оснований хорошо видно, что атом кислорода гидроксильной группы связывается одной ковалентной связью с атомом металла, а другой - с атомом водорода. Строение молекулы и тип химической связи обуславливают не только физические, но и все химические характеристики веществ. Остановимся на них подробнее.

Кальций и магний и особенности свойств их соединений

Оба элемента являются типичными представителями активных металлов и могут взаимодействовать с кислородом и водой. Продуктом первой реакции является основный оксид. Гидроксид образуется вследствие экзотермического процесса, идущего с выделением большого количества теплоты. Основания кальция и магния представляют собой малорастворимые белые порошковидные вещества. Для соединения кальция часто применяют следующие названия: известковое молоко (если это суспензия в воде) и известковая вода. Будучи типичным основным гидроксидом, Са(ОН) 2 взаимодействует с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами и амфотерными основаниями, например, с гидроксидами алюминия и цинка. В отличие от типичных щелочей, устойчивых к нагреванию, соединения магния и кальция под действием температуры разлагаются на оксид и воду. Оба основания, особенно Са(ОН) 2 , широко используются в промышленности, сельском хозяйстве и в бытовых нуждах. Рассмотрим их применение далее.

Области применения соединений кальция и магния

Хорошо известно, что в строительстве применяют химический материал, называемый пушенкой или гашеной известью. Это - основание кальция. Чаше всего его получают реакцией воды с основным оксидом кальция. Химические свойства основных гидроксидов позволяют широко использовать их в различных отраслях народного хозяйства. Напимер, для очистки примесей в производстве сахара-сырца, для получения хлорной извести, в отбеливании хлопчатобумажной и льняной пряжи. До изобретения ионообменников - катионитов, основания кальция и магния применяли в технологиях умягчения воды, что позволяло избавиться от гидрокарбонатов, ухудшающих ее качество. Для этого воду кипятили с небольшим количеством кальцинированной соды или гашеной извести. Водную суспензию гидроксида магния можно применять в качестве лечебного средства больным гастритом для снижения кислотности желудочного сока.

Свойства основных оксидов и гидроксидов

Наиболее важными для веществ это группы являются реакции с кислотными оксидами, кислотами, амфотерными основаниями и солями. Интересно, что нерастворимые основания, например, такие как гидроксиды меди, железа или никеля нельзя получить прямой реакцией оксида с водой. В этом случае в лаборатории пользуются реакцией между соответствующей солью и щелочью. В результате образуются основания, которые выпадают в осадок. Например, так получают голубой осадок гидроксида меди, зеленый осадок основания двухвалентного железа. В дальнейшем их выпаривают до твердых порошковидных веществ, относящихся к нерастворимым в воде гидроксидам. Отличительная особенность этих соединений заключается в том, что при действии высоких температур они разлагаются на соответствующий оксид и воду, чего нельзя сказать о щелочах. Ведь растворимые в воде основания являются термически стойкими.

Способность к электролизу

Продолжая изучать основные остановимся еще на одной черте, по которой можно отличить основания щелочных и щелочно-земельных металлов от нерастворимых в воде соединений. Это невозможность последних диссоциировать на ионы под действием электрического тока. Напротив, расплавы и растворы гидроксидов калия, натрия, бария, стронция легко подвергаются электролизу и являются проводниками второго рода.

Получение оснований

Говоря о свойствах этого класса неорганических веществ, мы частично перечислили химические реакции, лежащие в основе их получения в лабораторных и промышленных условиях. Наиболее доступным и экономически выгодным можно считать способ термического разложения природного известняка, в результате которого получить Если провести реакцию с водой, то она образует гидроксид основного характера - Са(ОН) 2 . Смесь этого вещества с песком и водой называют строительным раствором. Его продолжают использовать для оштукатуривания стен, для связки кирпичей и в других видах строительных работ. Щелочи также можно получить реакцией соответствующих оксидов водой. Например: К 2 О + Н 2 О = 2КОН. Процесс является экзотермическим идет с выделением большого количества теплоты.

Взаимодействие щелочей с кислотными и амфотерными оксидами

К характерным химическим свойствам растворимых в воде оснований можно отнести их способность образовывать соли в реакциях с оксидами, содержащими в молекулах атомы неметаллов, например, такими, как углекислый газ, диоксид серы или оксид кремния. В частности, гидроксид кальция используют для осушения газов, а гидроксиды натрия и калия для получения соответствующих карбонатов. Оксиды цинка и алюминия, относящиеся к амфотерным веществам, могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами. В последнем случае могут образовываться комплексные соединения, например, такие, как гидроксоцинкат натрия.

Реакция нейтрализации

Одним из наиболее важных свойств оснований, как нерастворимых в воде, так и щелочей, является их способность реагировать с неорганическими или органическими кислотами. Данная реакция сводится к взаимодействию между собой двух видов ионов: водорода и гидроксильных групп. Оно приводит к образованию молекул воды: HCI + КОН = KCI + Н 2 О. С точки зрения теории электролитической диссоциации вся реакция сводится к образованию слабого малодиссоциированного электролита - воды.

В приведенном примере образовалась средняя соль - хлорид калия. Если же для реакции взяты гидроксиды основного характера в количестве меньшем, чем нужно для полной нейтрализации многоосновной кислоты, то при выпаривании образовавшегося продукта обнаруживаются кристаллы кислой соли. Реакция нейтрализации играет важную роль в метаболических процессах, протекающих в живых системах - клетках и позволяет им с помощью собственных буферных комплексов нейтрализовать избыточное количество ионов водорода, накапливающихся в реакциях диссимиляции.

Металла и гидроксильной группы (ОН). Например, гидроксид натрия - NaOH , гидроксид кальция - Ca (OH ) 2 , гидроксид бария - Ba (OH ) 2 и т.д.

Получение гидроксидов.

1. Реакция обмена:

CaSO 4 + 2NaOH = Ca(OH) 2 + Na 2 SO 4,

2. Электролиз водных растворов солей:

2KCl + 2H 2 O = 2KOH + H 2 + Cl 2 ,

3. Взаимодействие щелочных и щелочно-земельных металлов или их оксидов с водой:

К + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 ,

Химические свойства гидроксидов.

1. Гидроксиды имеют щелочной характер среды.

2. Гидроксиды растворяются в воде (щелочи) и бывают нерастворимыми. Например, KOH - растворяется в воде, а Ca (OH ) 2 - малорастворим, имеет раствор белого цвета. Металлы 1-ой группы периодической таблицы Д.И. Менделеева дают растворимые основания (гидроксиды).

3. Гидроксиды разлагаются при нагреве:

Cu (OH ) 2 = CuO + H 2 O .

4. Щелочи реагируют с кислотными и амфотерными оксидами :

2KOH + CO 2 = K 2 CO 3 + H 2 O.

5. Щелочи могут реагировать с некоторыми неметаллами при различных температурах по-разному:

NaOH + Cl 2 = NaCl + NaOCl + H 2 O (холод),

NaOH + 3 Cl 2 = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O (нагрев).

6. Взаимодействуют с кислотами:

KOH + HNO 3 = KNO 3 + H 2 O .

Гидроксидами называются сложные вещества, содержащие груп­пи­ровку OH - , кото­рая связана через атом кислорода одинарной хими­чес­кой связью с различными хими­чес­кими элементами. Подобно окси­дам, в зависимости от ха­рактера химической свя­зи Э-ОН, гид­рок­си­ды подраз­де­ляют­ся на основные(основания) (NaOH, Tl(OH), Cu(OH), Mg(OH) 2 , Ba(OH) 2 , Cr(OH) 2) с преиму­щес­т­вен­но ионной связью, амфотерные (I(OH), Be(OH) 2 , B(OH) 3), Zn(OH) 2 , Fe(OH) 3 , Al(OH) 3) с ион­но-ко­ва­лент­ным типом свя­зи и кис­лот­ные (кислородсодержащие или оксокислоты) (NO 2 (OH)ÛHNO 3 , PO(OH) 3 ÛH 3 PO 4 , SO 2 (OH) 2 ÛH 2 SO 4 , Te(OH) 6 ÛH 6 TeO 6), ClO 3 (OH)ÛHClO 4 , MnO 2 (OH) 2 ÛH 2 MnO 4 , MnO 3 (OH)ÛHMnO 4) с преиму­щес­т­­вен­­но ковалент­ной связью.

В соответствии с преимущественно ионным харак­те­ром химической свя­зи Э-ОН ос­новные гидроксиды (основания) при растворении в воде диссоциируют с обра­зо­ва­ни­ем гид­рок­сид-ионов и катионов, причем, в зависимости от эф­фек­тив­нос­ти (степени) дис­со­циа­ции раз­личают сильные ос­но­ва­ния (NaOH, Ba(OH) 2), дис­со­ци­ирующие практи­чес­ки на­це­ло, основания средней силы (Tl(OH), Mg(OH) 2 , Cr(OH) 2) и сла­бые ос­но­вания (Сu(OH), Fe(OH) 2), дис­со­циация которых протекает частично:

NaOH ® Na + + OH - , Fe(OH) 2 Û Fe 2+ + 2OH -

Кислотные гидроксиды (оксокислоты) в водных растворах диссоциируют с об­разо­ва­нием ионов гидроксония H 3 O + , которые сокращенно часто изображают в виде ка­ти­о­на водорода H + . Подобно основаниям, кислотные гидроксиды по сте­пени их дис­со­циации подразделяют на сильные (HNO 3 , HClO 4), средней силы (HAsO 3 , HClO 2) и слабые (HClO, H 5 IO 6) кислоты:

HNO 3 + H 2 O ® H 3 O + + NO 3 - (HNO 3 ® H + + NO 3 -)

HClO + H 2 O H 3 O + + ClO - (HClO ® H + + ClO -)

Kислоты располагаются в порядке убывания их силы (активности) в так называемом ряду активности кислот:

Сильные Средней силы

HI>HBr>HClO 4 >HCl>H 2 SO 4 >HMnO 4 >HNO 3 │>H 2 Cr 2 O 7 >H 2 CrO 4 >H 2 SO 3 >H 3 PO 4 >HF│

Слабые

> HNO 2 > HCOOH > CH 3 COOH > H 2 CO 3 > H 2 S > HClO > HCN > H 3 BO 3 > H 2 SiO 3

Амфотерные гидроксиды в основном плохо растворимы в воде и проявляют как слабые основные, так и кислотные свойс­т­ва:

OH - + I + Û I(OH), HIO Û IO - + H +

2OH - + Zn 2+ Û Zn(OH) 2 + 2H 2 O Û 2- + 2H +

Образование в процессе диссоциации гидроксидов катионов гидроксония, или гид­рок­сид-ионов определяет важнейшее химическое свойство гидроксидов – реакцию нейтрализации, приводящую к образованию воды и соли при взаи­мо­действии осно­ваний и кислот:

NaOH (Na + OH -) + HNO 3 (H + + NO 3 -) = NaNO 3 (Na + + NO 3 -) + H 2 O

OH - + H + = H 2 O

Обладая кислотно-основной двойственностью, амфотерные гидроксиды в ре­акциях нейтрализации могут выступать как в качестве основания, так и кис­ло­ты:

I(OH) + HClO 4 = IClO 4 + H 2 O

HIO + NaOH = NaIO + H 2 O

Подобно амфотерным оксидам металлов, взаимодействие с основаниями их гид­рок­си­дов в водных растворах приводит к образованию солей, содержащих не оксо-, а гид­роксокомплексные анионы:

Al(OH) 3 ¯ + 3NaOH = Na 3

Образование же оксосолей происходит при взаимодействии амфотерных гид­рок­си­дов со щелочными расплавами:

Al(OH) 3 ¯ + NaOH (расплав) = NaAlO 2 + 2Н 2 О

В зависимости от числа OH - группировок , содержащихся в гидроксиде, кис­лот­ные гидроксиды подразделяют на одно- (HNO 3), двух- (H 2 SO 4), трех- (H 3 PO 4) и т.д. основ­ные кислоты, а основные гидроксиды – на одно- (NaOH), двух- (Ca(OH) 2), трех- (Al(OH) 3) кислотные основания.

По растворимости основания делятся на растворимые и нерастворимые. Основания щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов являются растворимыми в воде и называются щелочами .

Систематические названия основных и амфотерных гидроксидов обра­зу­ют­ся из сло­ва гидроксид и русского названия элемента в родительном падеже с указанием (для элементов с пе­ре­менной степенью окисления) римскими циф­ра­ми в круглых скоб­ках степени окисления элемента:

NaOH – гид­рок­сид натрия, Ca(OH) 2 -гид­роксид кальция,

TlOH - гидроксид таллия (I), Fe(OH) 3 –гидрок­сид железа (III).

Тривиальные названия некото­рых гидроксидов, в ос­нов­ном используемые в технической литературе, приве­де­ны в приложении 2.

Следует отметить специфику названия водного раствора аммиака, частичная дис­со­циация которого приводит к образованию в растворе гидроксид-ионов и прояв­ле­нию слабых основных свойств. Ранее полагали, что в водном растворе аммиак обра­зу­ет гидроксид аммония состава NH 4 OH. Однако в настоящее вре­мя установлено, что основной формой существования аммиака в водном раст­во­­ре является его гидрати­ро­ван­ные молекулы, которые условно записывают в ви­де NH 3 ×H 2 O и называют гидрат аммиака. Подобно аммиаку, водные раст­во­ры гидразина N 2 H 4 и гидроксил­а­ми­на NH 2 OH также в основном содержат гид­ра­тированные молекулы, которые называют: N 2 H 4 ×H 2 O – гидрат гидразина и NH 2 OH×H 2 O – гидрат гидроксиламина.

Упражнения:

10. Приведите систематические названия гидрок­си­дов, классифицируйте их по кислотности и растворимости: LiOH, Sr(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Cd(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 . Приведите формулы соответствующих им оксидов.

11. Приведите молекулярные и графические формулы гидроксидов: гидроксид железа (III), гидроксид берилия, гидроксид лития, гидроксид хрома (III), гидроксид магния. Какие из данных гидроксидов будут взаимодействовать а) с гидроксидом калия, б) с оксидом бария, в) с соляной кислотой? Написать уравнения реакций.

12. Приведите реакции, демонстрирующие кислотно-основные свойства гид­рок­си­дов бария, цинка, калия и хрома (III), а также методы их получения.

Систематические названия кислотных гидроксидов (оксокислот) строятся по пра­ви­лам номенк­ла­туры для комплексных соединений, которые будут рассмот­ре­ны ниже­. В тоже время, в отечественной практике широко ис­пользуются тради­ци­онные названия распространенных оксокислот – уголь­ная, серная, фосфорная и т.д. Их применение допустимо, но только для ограни­чен­ного круга действительно наи­бо­лее распространенных кислот, а в осталь­ных случаях следует применять систе­ма­ти­чес­кие названия.

Традиционное название оксокислоты состоит из двух слов: названия кис­ло­ты, вы­ра­женного прилагательным и группового слова кислота.Название кис­ло­ты обра­зу­ет­ся из русского названия кислотообразующего элемента (если в наз­вании элемента есть окончание «й», «о», «а», то оно опускается) с добав­ле­ни­ем, в зависимости от сте­пени окис­ле­ния элемента, различных окончаний (табл. 1.3, 1.4). По традиции H 2 CO 3 на­зывают уголь­ной, а не углеродной кис­ло­той.

В соответствии с менделеевским правилом «четности» для кислотообразую­щих p-эле­ментов IV-VI группы наиболее характерны степени окисления соот­вет­ствующие номеру группы N, а также N-2 и N-4.

Как видно из табл. 1.2, для высшей степени окис­ления элемента N название кислоты образуется добав­ле­ни­ем к названию бол­ь­шин­­ства элементов окончаний: -ная, -евая и–овая . Для мышьяка и сурьмы по пра­ви­лам рус­ско­го языка используются окончания -янная и–яная . Название кислот со сте­пенью окисления элемента N-2 образу­ет­ся в основном образуется с помощью окон­­чания –истая (для серы, мышьяка и сурьмы: –нистая , -овистая и – янистая ). Кис­ло­ты, образованные элементами с наиболее низкими степенями окисления N-4, име­ют окончания –новатистая . Для фосфористой H 2 PHO 3 и фосфорноватистой HPH 2 O 2 кис­лот, характе­ри­зу­ю­щих­ся специфическими строением в связи с наличием Р-Н связей, ре­комен­ду­ет­ся использовать специальные названия – фосфоновая и фосфиновая.

В некоторых случаях происходит образование двух форм кислот , в которых кислотообразующий элемент находится в одинаковой степени окисления. К названию кислоты с бóльшим количеством гидроксо-групп прибавляется приставка орто-, а к названию кислоты с мéньшим числом гидроксо-групп прибавляется приставка мета- .

Таблица 3. Традиционные названия оксокислот р-элементов III-VI группы.

Традиционные названия оксокислот галогенов (табл. 4) в высшей степени окис­ле­ния N , также образуются добавлением к названию элемента окончания –ная . Одна­ко, для оксо­кис­лот галогенов в степени окисления N-2 ис­поль­зуются окончания –новатая , а окон­ча­ние –истая применяется для названия кислот со степенью окис­ле­ния галогенов N-4 . Оксокислоты галогенов с наиболее низки­ми степенями окисления N-6 имеют окон­ча­ния –новатистая .

Несмотря на то, что характерные степени окисления переходных d-элемен­тов не подчиняются менделеевскому правилу «четности», высшая степень окис­­ления d-металлов, об­ра­­зующих побочные подгруппы III-VII группы, также определяются но­мером группы N и традиционные названия их оксокислот об­ра­зу­ются подобно р-эле­ментам c по­мощью окончаний – овая, -евая : H 4 TiO 4 ти­та­новая , H 3 VO 4 ванадиевая, H 2 CrO 4 хро­мо­вая, H 2 Cr 2 O 7 ди хромовая , HMnO 4 мар­ганцевая . Для оксокислот d-элементов в более низких степенях окис­ления металла рекомендуется ис­пользовать систематические названия, образо­ван­ные по прави­лам для комп­лек­сных соединений.

Таблица 4. Традиционные названия оксокислот р-элементов VII группы.

Упражнения:

13. Приведите традиционные названия и графические формулы сле­ду­ю­щих ок­со­кис­лот: H 2 SO 4 , H 2 S 2 O 7 , HNO 3 , HNO 2 , H 3 PO 4 , HPO 3 , H 4 P 2 O 7 , H 2 PHO 3 , HPH 2 O 2 , HClO, HClO 2 , HClO 3 , HClO 4 , H 5 IO 6 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7 .

14. Приведите молекулярные и графические формулы следующих оксокислот: бромноватистая, иодная, селенистая, ортотеллуровая, метамышьяковая, ди­крем­ниевая, метаоловянная, фосфористая (фосфоновая), фосфорноватистая (фос­финовая), пентафосфорная, метаванадиевая.

15. Приведите реакции, демонстрирующие общие методы получения оксо­кис­лот. Приведите примеры оксидов элементов в промежуточных степенях окисления, которые при взаимодействии с водой образуют две кислоты.

16. Напишите реакции дегидратации следующих кислот: H 3 BO 3 , HMnO 4 , H 2 S 2 O 7 , HNO 2 , H 3 PO 4 , H 2 WO 4 , H 3 AsO 3 , H 2 CrO 4 . Приведите названия кислот и получающихся кислотных оксидов (ангидридов кислот).

17. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, CO, Mg(OH) 2 , CaCO 3 , Cu, N 2 O 5 , Al(OH) 3 , Na 2 SiO 3 , BaO? Напишите уравнения реакций.

18. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов, назовите соответствующие им кислоты: P 4 O 10 , SeO 3 , N 2 O 3 , NO 2 , SO 2 , As 2 O 5 .

19. Приведите реакции взаимного перехода между фосфорными кисло­та­ми: H 3 PO 4 ®HPO 3 , H 3 PO 4 ®H 4 P 2 O 7 , HPO 3 ®H 3 PO 4 , HPO 3 ®H 4 P 2 O 7 , H 4 P 2 O 7 ®HPO 3 , H 4 P 2 O 7 ®H 3 PO 4 .

Пероксокислоты.

Кислотные гидроксиды, содержащие пероксидную группу –О-О- по­лу­чили груп­повое название пероксокислоты . Пероксидная группа в сос­­таве пероксо­кислот может замещать как атом кислорода в гидрок­сид­ной группировке, так и мостиковый кисло­род­ный атом, объеди­ня­ю­щий атомы элемента кислотооб­ра­зо­ва­те­ля в полиядерных кислотных гидрок­си­дах:

При записи формул пероксокислот рекомендуется пероксидную группу за­к­лю­чать в круглые скобки и записывать в правой части фор­му­лы. Традиционные названия пер­ок­со­кислот образуются из названия соответствущей оксокислоты с добавлением прис­тавки пероксо- . При наличии в составе пероксокислоты нес­кольких пероксид­ных группировок их количество указывается численной прис­тав­кой: ди-, три-, тетра- и т.д. Например: HNO 2 (O 2) пероксоазотная кислота, H 3 PO 2 (O 2) 2 дипероксофосфорная кис­лота.

Упражнение:

9. Приведите традиционные названия и графические формулы следую­щих пероксо­кис­лот: H 3 PO 2 (O 2), H 4 P 2 O 6 (O 2), H 3 BO 2 (O 2).

9.4. Тиокислоты, политионовые и другие замещенные оксокислоты*- раздел для углубленного изучения.

Оксокислоты, в которых часть или все атомы кислорода замещены на атомы серы, называют тиокислотами . При записи формул тио­кис­лот рекомендуется серу поме­щать на последнее место справа - H 3 PO 3 S, H 3 PO 2 S 2 , H 3 POS 4 , H 3 PS 4:

Традиционные названия тиокислот образуются из названия соответ­ствую­щей ок­со­кислоты с добавлением приставки тио- ;при замещении двух и более ато­мов кис­ло­рода на атомы серы их количество указывается численными прис­тавками: ди-, три-, тетра- и т.д.

Оксокислоты общей формулы H 2 (O 3 S-S n -SO 3) (n = 0¸4) называют поли­ти­о­но­выми . Характерной особенностью их строения (за исключение H 2 S 2 O 6) яв­ля­ет­ся наличие мос­тиковых атомов серы, объединяющих две структурные {SO 3 }-группировки:

В дитионовой кислоте две структурные группировки объединениы непос­ред­с­т­вен­но атомами серы-кислотообразователями H 2 (O 3 S-SO 3). Традиционные назва­ния политио­но­вых кислот состояи из чмсловой приставки, указывающей общее количество ато­мов серы в составе и группового окончания –тионовая кислота.

Кислотные гидроксиды, в которых часть гидроксидных группировок или ато­мов кислорода замещена на другие атомы галогенов или -NH 2 , =NH груп­пи­ровки, называют замещенными кислотами . Традиционные названия таких кис­лот образу­ют­ся от названия соответствующей оксокислоты с добавлением прис­­тав­ки, составлен­ной из названия замещающих атомов галогенов или групп (NH 2 – амид , NH – имид ) и со­единительной гласной –о . В формулах таких кислот замещающие атомы или груп­пы помещают на последнее место.

По традиции, замещенные серные кислоты называют сульфоновыми кис­ло­та­ми:

HSO 3 F - фторсульфоновая, HSO 3 Cl - хлорсульфоновая,

HSO 3 (NH 2) – амидосульфоновая, H 2 S 2 O 4 (NH) - имидодисульфоновая кислота.

Упражнения:

10. Приведите традиционные названия замещенных оксокислот: HSeO 3 F, HAsO 2 Cl 2 , H 2 CS 3 , H 3 POS 3 , H 2 AsO 3 (NH 2).

11. Приведите молекулярные и графические формулы кислот: тиосер­ная, тритионовая, дитиосурьмяная, амидосульфоновая, ди­­броммышьяковая, амидоугольная.

Бескислородные кислоты.

Водные растворы водородных соединений халькогенов (H 2 S, H 2 Se, H 2 Te) и галоге­нов (HF, HCl, HBr, HI), а также псевдогалогенов (HCN, HNCS, HCNO, HN 3), в кото­рых роль электроотрицательных составля­ю­щих (анионов) играют группы атомов, об­ла­дающих галогенидоподобными свойс­т­вами, проявляют кислот­ные свойства и дис­со­циируют с образованием ионов гидроксония. Они образуют се­мейство бескис­лород­ных кислот .

Систематическое название бескислородных кислот образуется из русского наз­ва­ния элемента или специального названия псевдогалогенидной группи­ров­ки с добав­ле­нием соединительной гласной –о и словосочетания водородная кислота :

HF - фтороводородная кислота, H 2 Te - теллуроводородная кис­лота,

HCN - ци­аново­дородная кислота, HNCS - тиоцианатоводородная кислота,

HN 3 - азидоводородная кислота (или азотисто­водо­род­ная кислота).

Исторически для водных растворов ряда бескислородных кислот в хими­чес­кой прак­тике применяют и три­ви­альные названия (см. приложение 2):

HF - плавиковая кислота, HCl - соляная кис­лота,

HCN - синильная кис­лота, H 2 S - сероводородная вода.

Упражнение:

12. Приведите систематические и тривиальные названия бескислород-ных кислот: HCl, HCN, HBr, HNCS, HI, H 2 S, HF, H 2 Se.

13. Приведите формулы следующих кислот: синильная, бромоводородная, плавиковая, азидоводородная, сероводородная, родановодородная, иодоводородная, циановодородная, тиоционатоводородная кислота.

Галогенангидриды.

Галогенангидридами называют сложные вещества, которые можно рас­смат­ривать как продукты полного замещения гидроксидных груп­пи­ровок в моле­ку­лах оксо­кис­лот атомами галогенов. Таким образом, га­ло­генангидриды явля­ют­ся конечным чле­ном ряда последовательных превра­ще­ний оксокислоты при заме­ще­нии гидроксидных групп на атомы гало­ге­нов: ок­со­кислота ® галогензамещенная оксокис­ло­та ® галоген­ан­г­идрид. На­при­мер, POCl 3 является конечным членом ряда по­сле­довательного заме­ще­ния трех гидроксидных групп в ортофосфорной кислоте:

Некоторые галогенангидриды могут быть рассмотрены как производные неустой­чи­вых оксокислот – например, CCl 4 и PCl 5 формально являются хлор­ан­гидридами пол­ностью гидратированных кислотных гидроксидов углерода (IV) H 4 CO 4 и фосфора (V) H 5 PO 5 , в которых число гидроксидных групп совпадает со степенью окисления эле­мента-кислотообразователя. Галогенангидриды могут содержать либо атомы только одного галогена, ли­бо атомы разных галогенов: POCl 3 , POBrCl 2 , POIBrCl.

В химической практике для галогенангидридов используют несколько ме­тодов пос­т­роения их названий :

По правилам систематической номенклатуры для сложных соединений с ис­поль­­зо­ва­нием латинских числовых приставок указывающих количество электроотрица­тель­ных га­ло­­ге­нидных и оксидных ионов галогенангидрида:

PCl 3 - трихлорид фос­фора, PCl 5 - пен­тахлорид фосфора,

POCl 3 - трихлорид-оксид фосфора, POBrCl 2 - дихлорид-бро­мид-оксид фосфора;

По правилам систематической номенклатуры для бинарных соединений с ука­зани­ем по методу Штока римскими цифрами в круглых скобках степени окисления элемента:

PCl 3 - хлорид фосфора (III), PCl 5 - хлорид фосфора (V);

- традиционные названия образуют с помощью числовых приставок, ука­зы­ва­ю­щих количество атомов галогенов, русского названия галогенов, окон­ча­ния – ангидрид и названия килоты в родительном падеже: PCl 3 - трихлор­ан­гид­рид фосфористой кис­ло­ты, POCl 3 - трихлорангидрид фосфорной кислоты, POBrCl 2 - дихлорброман­гид­рид фосфорной кислоты;

Для галогеннгидридов серной и сернистой кислоты допускается ограничен­ное ис­поль­зование специальных названий , в которых применяются специ­аль­ные назва­ния катионов: SO 2 2+ - сульфурил и SO 2+ - тионил :

SO 2 Cl 2 - суль­фу­рилх­лорид, SO 2 FCl - сульфурилхлоридфторид,

SOBr 2 - тионилбромид, SOF 2 - ти­онил­фторид.

Характерным химическим свойством галогенангидридов является их эффек­тив­ное взаимодействие с водой с образованием галогеноводородной и оксо­кис­ло­ты:

PCl 5 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 5HCl

POBrCl 2 + 3H 2 O = H 3 PO 4 + 2HCl + HBr

Упражнения:

14. Приведите систематические и традиционные названия гало­ген­ан­гид­ридов и напишите реакции их вза­и­мо­дейст­вия с водой: SbOCl, SeO 2 F 2 , NOBr, NO 2 F 2 , NF 3 , AsOCl 2 F, CO 2 Cl 2 , SOCl 2 , SO 2 Br 2 .

15. Приведите молекулярные и графические формулы галогенангидридов: хлорид-оксид бора, бромид кремния(IV), дифторид-оксид кремния, сульфу­рил­фторид, дихлорангидрид селенистой кислоты, сульфурилбромид, тионилхлорид, хлоробромойодоангидрид ортофосфорной кислоты, дихлоробромоангидрид ортомышьяковой кислоты, тионилфторид.

Соли.

Соли являются одним из наиболее емких по числу химических со­е­ди­нений классов не­органических соединений. Они образуются в ре­зуль­тате самых раз­но­образных хи­ми­ческих процессов и, в частности, яв­ляются продуктами кис­лотно-основных реак­ций взаимодействия основных и кислотных бинарных Э n X m и полиэлементных хи­ми­чес­ких соединений, харак­те­ри­зу­ю­щихся соответственно преи­му­щественно ионным и ковалентным харак­те­ром химической связи Э-Х (табл. 1.5).

Таблица 1.5. Кислотно-основные реакции солеобразования.

В составе солей можно выделить катионную и анионную составляющие, яв­ля­ю­щи­е­ся производными исходных основных и кислотных соединений и име­ю­щих преи­му­щественно ионный характер химической связи. Вследствие этого в расплавах и раст­во­рах соли подвергаются процессу электролитической дис­со­ци­ации, приводящей к образованию катионов и анионов.

В зависимости от состава соли классифицируются по при­роде катионов и ани­онов:

Соли со сложными катионами на основе двух разных ионов металла или иона ам­мо­­ния и металла ({(KAl) 2 , {(NH 4) 2 Fe} 2) называются двой­ны­ми солями, а соли со сложными ани­о­нами (Ca[(ClO)Cl], Fe[(SO 4)NO 3 ]) – смешанными со­лями:

- cоли, в состав катионов которых входят гидроксидные группировки (Al(OH), {Al(OH)} 2 , Al(OH) 2 Cl) и способные проявлять основные свойства за счет об­ра­зования OH - -ионов в резуль­тате процесса электролити­чес­кой диссоциации ка­ти­о­на – например:

Al(OH)SO 4 ®Al(OH) 2+ + SO 4 2-

Al(OH) 2+ Û Al 3+ + OH -

назы­ва­ются ос­новными . Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­ного за­меще­ния гидроксидных групп в основных гидроксидах на груп­пи­ров­ки, яв­ля­ю­щиеся кислотными остатками соответствующих оксо- или бескис­ло­родных кис­лот:

- со­ли, анионы которых содержат атомы водорода ((NH 4), NaHS) и спо­соб­ны про­яв­лять кислотные свойства за счет образования ионов гидрок­со­ния при элек­т­ро­ли­ти­чес­кой диссоциации аниона – например:

NaHS® Na + + HS - , HS - Û H + + S 2-

называются кис­лы­ми . Такие соли могут быть рассмотрены как продукты час­тич­но­го замещения водорода в кислотах на катионы металла или ам­мо­ния:

- соли, являющиеся продуктами полного замещения гидроксидных групп на кис­лот­ные остатки или атомов водорода на катионы металла (аммония), называются средними илинормальными .

Некоторые соли при кристаллизации из водных растворов образуют крис­тал­­ли­чес­кие ре­шет­ки, содер­жа­щие молекулы воды – например: CuSO 4 ×5H 2 O, Na 2 SO 4 ×10H 2 O. Та­кие соли называются кристаллогидратами .

Как видно из табл. 1.5, кислые и основные соли образуются в результате ре­ак­ций нейтрализации при раз­личных соотношениях многосновных кислот и мно­гокислот­ных оснований и легко пе­ре­ходят как друг в друга, так и в средние соли: Al(H 2 PO 4) 3 + Al(OH) 3 = Al 2 (HPO 4) 3 + 3H 2 O

Al 2 (HPO 4) 3 + Al(OH) 3 = 3AlPO 4 + 3H 2 O

2AlPO 4 + Al(OH) 3 = (AlOH) 3 (PO 4) 2

(AlOH) 3 (PO 4) 2 + 3Al(OH) 3 = 2{Al(OH) 2 } 3 PO 4

{Al(OH) 2 } 3 PO 4 + H 3 PO 4 = (AlOH) 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

(AlOH) 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 = 3AlPO 4 + 3H 2 O

2AlPO 4 + H 3 PO 4 = Al 2 (HPO 4) 3

Al 2 (HPO 4) 3 + H 3 PO 4 = 2Al(H 2 PO 4) 3

Систематические названия средних солей бескислородных солей образуют по об­щим правилам для бинарных соединений:

Na 2 S - сульфид натрия, FeCl 3 - хло­рид железа (III) (трихлорид железа),

Cu(CN) 2 - цианид меди (II), AgCNS - тиоцианат серебра.

Систематические названия солей ок­сокислот и их производ­ных образуются по правилам номенклатуры для ком­п­лексных соединений, которые будут рассмотрены далее. В то же время, как и для кислот, в хи­мической практике для наиболее распространенных солей ок­со­кислот широко используют тра­ди­ционные на­з­вания.

Традиционные названия солей состоят из названий анионов и катионов. На­з­ва­ние анионов средних солей распространенных оксокислот строится из кор­ней русских или латинских (Табл. 1.) названий кислотообразующих элементов с со­ответ­ству­ю­щи­ми окончаниями и приставками в зависимости от их степени окисления (Табл. 6, 7) и через дефис групповым словом –ион . Для р-эле­мен­тов III-VI группы в высшей степени окисления в названии анионов ис­поль­зуют окончание –ат , в более низкой степени (N-2) – суффикс –ит и для N + и P + - пристаку гипо- и окончание –ит .

Для га­ло­генов в степени окисления +7 в названии анионов используют прис­тав­ку пер- и окон­чание –ат ; для степеней окисления: +5 – окончание -ат , +3 – окон­­чание –ит и для наиболее низкой +1 – приставку гипо- и окончание –ит .

Различные приставки: мета-, орто-, ди-, три- и т.д., используемые в названии ок­со­кис­лот для указания их формы, сохраняются и в названиях анионов.

Для оксоанионов образованных d-элементами в основном используются сис­те­ма­ти­ческие названия и только для ограниченного круга анионов (Табл. I-5.) в хими­чес­кой практике применяют традиционные названия.

В целом, традиционное название средних солей оксокислот строится из на­зва­ния аниона (групповое слово –ион опускается) и русского названия катиона в роди­тель­ном падеже с указанием римскими цифрами в круглых скобках его степени окисления (если она может быть переменной):

Fe 2 (S 2 O 7) - дисульфат железа (III), Na 3 PO 4 - орто­фос­фат натрия,

Ba 5 (IO 6) - ортопериодат бария, NiSeO 3 - селенит никеля (II),

NaPH 2 O 2 - ги­по­фос­фит натрия, KMnO 4 - перманганат калия.

­Таблица 6. Традиционные названия оксоанионов p-элементов III-VI групп.

Гидроксиды - это электролит при диссоциации которого в водных растворах образуется катион металла и отрицательно заряженный гидроксид анион.

Гидроксиды кроме: оснований щелочных и щелочноземельных металлов, а также амфотерных гидроксидов - практически нерастворимы в воде.

Основные гидроксиды (основания ) - только гидроксиды металлов со степенью окисления +1, +2

А М Ф О Т Е Р Н Ы Е. Г И Д Р О К С И Д Ы.

Амфотерные гидроксиды - это гидроксиды которые при диссоциации в водных растворах могут образовывать как H + так и OH -

Амфотерные гидроксиды , гидроксиды металлов со степенью окисления +3, +4 и нескольких металлов со степенью окисления +2

Свойства:

1. Амфотерные гидроксиды реагируют со щелочами.

2. Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами.

К И С Л О Т Н Ы Е. Г И Д Р О К С И Д Ы.

Кислотные гидроксиды - гидроксиды, проявляющие свойства кислот - HNO 3 , H 3 PO 4

Свойства:

Свойства кислотных гидроксидов соответственно обратные свойствам щелочных гидроксидов.

Вопрос 18

Вопрос 19 (см. 11 вопрос!!)

Вопрос 20

Понятие функции состояния. Примеры.

Функция состояния системы – некая аналитическая функция, которая зависит от термодинамических параметров системы в данном состоянии. Значение не зависит от предыстории системы, а при переходе из одного состояния в другое не зависит от пути процесса. Определяется лишь начальным и конечным состоянием системы.

∆U 1,2 =U 2 -U 1

Вопрос 21

Соли. Классификация. Структурные формулы. Получение.

Соли:

Кислые 2) Средние 3) Основные

Средняя соль - это электролит при диссоциации которого в водном растворе образуется катион металла и анион кислотного остатка

Условия получения средней соли

H 2 CO 2 +2NaOH=2Na 2 CO 3 +2H 2 O

Средняя соль образуется в том случае когда реакция протекает в строго стехеометрических соотношениях

Кислая соль - это элемент при диссоциации которого образуется катион металла, катион водорода и анион кислотного остатка

Условия получения кислых солей

H 2 CO 3 +NaOH=NaHCO 3 +H 2 O

Кислые соли получается при избытке кислорода.

Основные соли - это электролит при диссоциации которого образуется катион металла гидроксид анион и анион кислотного остатка

Получение:

Кислота + основание

Кислота + основный оксид
кислота + соль
соль + соль

Основание + кислотный оксид
щелочь + соль
основный оксид + кислотный оксид
металл + неметалл
металл + кислота
металл + соль

Вопрос 22

Энтальпия и энтропия образования химических веществ.

Энтропия - функция состояния системы которая показывает направление протекания процессов в природе. Мера хаотичности и неупорядоченности системы.

Энтальпия является мерой энергии, накапливпемой веществом при его образовании

Когда энтропия максимальна, энтальпия минимальна и наоборот.

Вопрос 23

Типы хим. связей.

Электроотрицательность – способность атомов оттягивать на себя электронную плотность.

Ковалентная связь – двухатомная связь, 2 атома и 2 электрона обазательных. (сильная связь, локализованная)

Ионная связь – предельный случай ковалентной полярной связи; электростатическое взаимодействие которое возникает между катионами и анионами.

Универсальная связь – вандервальсовыемежмолекулярные

Специфические

1) Металлическая. Все электроны образуют электронный газ

2) Водородная связь. Основана на свойстве атомов H, связанного сильно электроотрицательным элементом.

Вопрос 24.

Кислотные гидроксиды - это неорганические соединения гидроксильной группы -ОН и металла или неметалла со степенью окисления +5, +6. Другое название - кислородсодержащие неорганические кислоты. Их особенностью является отщепление протона при диссоциации.

Классификация гидроксидов

Гидроксиды также имеют название гидроокисей и водокисей. Они есть практически у всех химических элементов, некоторые имеют широкое распространение в природе, например, минералы гидраргиллит и брусит - это гидроокиси алюминия и магния соответственно.

Выделяют следующие виды гидроксидов:

• основные;
• амфотерные;
• кислотные.

Классификация основывается на принадлежности оксида, образующего гидроокись, к основному, кислотному или амфотерному типу.

Общие свойства

Наибольший интерес вызывают кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов, так как от них зависит возможность протекания реакций. Будет ли гидроокись проявлять кислотные, основные или амфотерные свойства, зависит от прочности связи между кислородом, водородом и элементом.

На прочность влияют ионный потенциал, с увеличением которого ослабевают основные и усиливаются кислотные свойства гидроксидов.

Высшие гидроксиды

Высшими гидроокисями называют соединения, в которых образующий элемент находится в высшей степени окисления. Такие есть среди всех типов в классе. Пример основания - гидроксид магния. Гидроксид алюминия относится к амфотерным, а хлорная кислота может классифицироваться как кислотный гидроксид.

Изменение характеристик этих веществ в зависимости от образующего элемента можно проследить по периодической системе Д. И. Менделеева. Кислотные свойства высших гидроксидов усиливаются слева направо, а металлические, соответственно, ослабевают в этом направлении.

Основные гидроксиды

В узком смысле этот тип называется основанием, так как при его диссоциации отщепляется анион ОН. Самые известные из таких соединений - щелочи, например:

• Гашеная известь Са(ОН) 2 , используемая при побелке помещений, дублении кож, для приготовления противогрибковых жидкостей, строительных растворов и бетона, умягчения воды, производства сахара, хлорной извести и удобрений, каустификации карбонатов натрия и калия, нейтрализации кислых растворов, обнаружения углекислого газа, дезинфекции, снижения удельного сопротивления грунта, в качестве пищевой добавки.
• Каустический поташ КОН, применяемый в фотографии, нефтепереработке, пищевом, бумажном и металлургическом производстве, а также как щелочной элемент питания, нейтрализатор кислот, катализатор, газоочиститель, регулятор водородного показателя, электролит, компонент моющих средств, буровых растворов, красителей, удобрений, калийных органических и неорганических веществ, пестицидов, фармацевтических препаратов для лечения бородавок, мыла, синтетического каучука.
• NaOH, необходимый для целлюлозно-бумажной промышленности, омыления жиров при производстве моющих средств, нейтрализации кислот, изготовления биодизельного топлива, растворения засоров, дегазации отравляющих веществ, обработки хлопка и шерсти, мойки пресс-форм, пищевого производства, косметологии, фотографии.

Основные гидроксиды образуются как результат взаимодействия с водой соответствующих оксидов металлов, в подавляющем большинстве случаев со степенью окисления +1 или +2. К таким относятся щелочные, щелочноземельные и переходные элементы.

Кроме того, основания можно получить следующими способами:

• взаимодействием щелочи с солью малоактивного металла;
• реакцией между щелочным либо щелочноземельным элементом и водой;
• электролизом водного раствора соли.

Кислотные и основные гидроксиды взаимодействуют между собой с образованием соли и воды. Такая реакция называется нейтрализацией и имеет большое значение для титриметрического анализа. Кроме того, она используется в быту. При проливе кислоты нейтрализовать опасный реагент можно содой, а для щелочи используют уксус.

Кроме того, основные гидроокиси смещают ионное равновесие при диссоциации в растворе, что проявляется в изменении цветов индикаторов, и вступают в обменные реакции.

При нагревании нерастворимые соединения разлагаются на оксид и воду, а щелочи плавятся. и кислотный оксид образуют соль.

Амфотерные гидроксиды

Некоторые элементы в зависимости от условий проявляют то основные, то кислотные свойства. Гидроксиды на их основе называются амфотерными. Их легко определить по входящему в состав металлу, имеющему степень окисления +3, +4. Например, белое студенистое вещество - гидроксид алюминия Al(ОН) 3 , используемый при очистке воды благодаря его высокой адсорбирующей способности, изготовлении вакцин в качестве вещества, усиливающего иммунный ответ, в медицине для лечения кислотозависимых заболеваний желудочно-кишечного тракта. Также он часто включается в состав пластиков для подавления горения и выступает в качестве носителя для катализаторов.

Но есть и исключения, когда значение степени окисления элемента +2. Это характерно для бериллия, олова, свинца и цинка. Гидроксид последнего металла Zn(ОН) 2 находит широкое применение в химических отраслях, в первую очередь, для синтеза различных соединений.

Получить амфотерную гидроокись можно, проведя реакцию между раствором соли переходного металла и разбавленной щелочью.

Амфотерный гидроксид и кислотный оксид, щелочь или кислота образуют соль при взаимодействии. Нагревание гидроокиси приводит к ее разложению на воду и метагидроксид, который при дальнейшем нагревании преобразуется в оксид.

Амфотерные и кислотные гидроксиды одинаково ведут себя в щелочной среде. При взаимодействии с кислотами амфотерные гидроокиси выступают в роли оснований.

Кислотные гидроксиды

Этот тип характеризуется наличием в составе элемента в степени окисления от +4 до +7. В растворе они способны отдавать катион водорода или принимать электронную пару и образовывать ковалентную связь. Чаще всего они имеют агрегатное состояние жидкости, но есть среди них и твердые вещества.

Образует гидроксид кислотный оксид, способный к солеобразованию и содержащий в составе неметалл или переходный металл. Оксид получается в результате окисления неметалла, разложения кислоты или соли.

Кислотные проявляются в их способности окрашивать индикаторы, растворять активные металлы с выделением водорода, реагировать с основаниями и основными оксидами. Их отличительной особенностью является участие в окислительно-восстановительных реакциях. Во время химического процесса они присоединяют к себе отрицательно заряженные элементарные частицы. Способность выступать в качестве акцептора электронов ослабевает при разбавлении и превращении в соли.

Таким образом, можно выделить не только кислотно-основные свойства гидроксидов, но и окислительные.

Азотная кислота

HNO 3 считается сильной одноосновной кислотой. Она очень ядовита, оставляет язвы на коже с желтым окрашиванием покровов, а ее пары моментально раздражают слизистую дыхательных путей. Устаревшее название - крепкая водка. Она относится к кислотным гидроксидам, в водных растворах полностью диссоциирует на ионы. Внешне выглядит как бесцветная, дымящаяся на воздухе жидкость. Концентрированным считается водный раствор, в который входит 60 - 70 % вещества, а если содержание превышает 95 %, его называют дымящейся азотной кислотой.

Чем выше концентрация, тем более темной выглядит жидкость. Она может иметь даже бурую окраску из-за разложения на оксид, кислород и воду на свету или при небольшом нагревании, поэтому хранить ее следует в емкости из темного стекла в прохладном месте.

Химические свойства кислотного гидроксида таковы, что перегонять без разложения его можно лишь при пониженном давлении. С ним реагируют все металлы кроме золота, некоторых представителей платиновой группы и тантала, но конечный продукт зависит от концентрации кислоты.

Например, 60%-е вещество при взаимодействии с цинком дает диоксид азота в качестве преобладающего побочного продукта, 30%-е - монооксид, 20%-е - оксид диазота (веселящий газ). Еще меньшие концентрации в 10% и 3% дают простое вещество азот в виде газа и аммонийную селитру соответственно. Таким образом, на основе кислоты можно получать различные нитросоединения. Как видно из примера, чем меньше концентрация, тем глубже восстановление азота. Также на это влияет активность металла.

Растворить золото или платину вещество может только в составе царской водки - смеси из трех частей соляной и одной азотной кислот. Стекло и политетрафторэтилен к нему устойчивы.

Помимо металлов вещество вступает в реакцию с основными и амфотерными оксидами, основаниями, слабыми кислотами. Во всех случаях в результате получаются соли, с неметаллами - кислоты. Не все реакции происходят безопасно, так, амины и скипидар самовоспламеняются при контакте с гидроксидом в концентрированном состоянии.

Соли называются нитратами. При нагревании они разлагаются или проявляют окислительные свойства. На практике используются как удобрения. В природе практически не встречаются из-за высокой растворимости, поэтому все соли кроме калийных и натриевых получают искусственно.

Саму кислоту получают из синтезированного аммиака и в случае необходимости концентрируют несколькими способами:

• смещением равновесия путем повышения давления;
• нагреванием в присутствии серной кислоты;
• дистилляцией.

Далее ее используют в производстве минеральных удобрений, красителей и лекарств, военной промышленности, станковой графике, ювелирном деле, органическом синтезе. Изредка разбавленную кислоту применяют в фотографии для подкисления тонирующих растворов.

Серная кислота

Н 2 SO 4 - сильная двухосновная кислота. Выглядит как бесцветная тяжелая маслянистая жидкость, не обладает запахом. Устаревшее название - купорос (водный раствор) или купоросное масло (смесь с сернистым ангидридом). Такое наименование было присвоено из-за того, что в начале XIX века серу производили на купоросных заводах. В дань традиции кристаллогидраты сульфатов по сей день называют купоросом.

Производство кислоты налажено в промышленных масштабах и составляет около 200 миллионов тонн в год. Ее получают окислением сернистого газа кислородом или диоксидом азота в присутствии воды либо взаимодействием сероводорода с сульфатом меди, серебра, свинца или ртути. Получающееся в итоге концентрированное вещество является сильным окислителем: вытесняет галогены из соответствующих кислот, преобразует углерод и серу в кислотные оксиды. Гидроксид при этом восстанавливается до сернистого газа, сероводорода или серы. Разбавленная кислота обычно не проявляет окислительных свойств и образует средние и кислые соли или эфиры.

Обнаружить и идентифицировать вещество можно по реакции с растворимыми солями бария, в результате которой выпадает белый осадок сульфата.

В дальнейшем кислота используется в обработке руд, производстве минеральных удобрений, химических волокон, красителей, дымообразующих и взрывчатых веществ, различных отраслях промышленности, органическом синтезе, в качестве электролита, для получения минеральных солей.

Но применение сопряжено с определенными опасностями. Едкое вещество вызывает химические ожоги при соприкосновении с кожей или слизистыми оболочками. При вдыхании сначала появляется кашель, а впоследствии - воспалительные заболевания гортани, трахеи, бронхов. Превышение предельно допустимой концентрации в 1 мг на кубический метр смертельно опасно.

Столкнуться с сернокислотными парами можно не только на специализированных производствах, но и в атмосфере города. Такое случается, когда химические и металлургические предприятия осуществляют выбросы оксидов серы, которые затем выпадают в виде кислотных дождей.

Все эти опасности привели к тому, что оборот содержащей более 45% массовой концентрации, в России ограничен.

Сернистая кислота

Н 2 SO 3 - более слабая кислота по сравнению с серной. Ее формула отличается всего на один атом кислорода, но это делает ее неустойчивой. В свободном состоянии она не выделена, существует только в разбавленных водных растворах. Идентифицировать их можно по специфическому резкому запаху, напоминающему прогоревшую спичку. А подтвердить наличие сульфит-иона - по реакции с перманганатом калия, в результате которой красно-фиолетовый раствор обесцвечивается.

Вещество в разных условиях может выступать в роли восстановителя и окислителя, образовывать кислые и средние соли. Применяется оно для пищевого консервирования, получения целлюлозы из древесины, а также для деликатного отбеливания шерсти, шелка и других материалов.

Ортофосфорная кислота

Н 3 РО 4 - кислота средней силы, которая выглядит как бесцветные кристаллы. Также ортофосфорной кислотой называют 85%-ный раствор этих кристаллов в воде. Он выглядит как сиропообразная жидкость без запаха, склонная к переохлаждению. Нагревание выше 210 градусов Цельсия приводит к ее превращению в пирофосфорную кислоту.

Ортофосфорная кислота хорошо растворяется в воде, нейтрализуется щелочами и гидратом аммиака, реагирует с металлами, образует полимерные соединения.

Получить вещество можно разными способами:

• растворением красного фосфора в воде под давлением, при температуре 700-900 градусов, с использованием платины, меди, титана или циркония;
• кипячением красного фосфора в концентрированной азотной кислоте;
• добавлением горячей концентрированной азотной кислоты к фосфину;
• окислением фосфина кислорода при 150 градусах;
• воздействием на декаоскид тетрафосфора температурой в 0 градусов, затем ее постепенным повышением до 20 градусов и плавным переходом к кипячению (на всех этапах нужна вода);
• растворением пентахлорида или оксид-трихлорида фосфора в воде.

Применение у получаемого продукта широкое. С его помощью снижают поверхностное натяжение и удаляют оксиды с поверхностей, готовящихся к пайке, очищают металлы от ржавчины и создают на их поверхности защитную пленку, препятствующую дальнейшей коррозии. Кроме того, ортофосфорную кислоту используют в промышленных морозильных установках и для исследований в молекулярной биологии.

Также соединение входит в состав авиационных гидрожидкостей, пищевых добавок и регуляторов кислотности. Применяется в звероводстве для профилактики мочекаменной болезни у норок и в стоматологии для манипуляций, предшествующих пломбированию.

Пирофосфорная кислота

Н 4 Р 2 О 7 - кислота, характеризующаяся как сильная по первой ступени и слабая по остальным. Плавится она без разложения, так как для этого процесса нужно нагревание в вакууме или присутствие сильных кислот. Нейтрализуется щелочами и реагирует с перекисью водорода. Получают ее одним из следующих способов:

• разложением декаоксида тетрафосфора в воде при нулевой температуре, а затем его нагреванием до 20 градусов;
• нагреванием ортофосфорной кислоты до 150 градусов;
• взаимодействием концентрированной фосфорной кислоты с декаоксидом тетрафосфора при 80-100 градусах.

Применяется продукт в основном для производства удобрений.

Помимо этих, есть множество других представителей кислотных гидроокисей. Каждая из них имеет свои особенности и характеристики, но в общем кислотные свойства оксидов и гидроксидов заключаются в их способности отщеплять водород, разлагаться, взаимодействовать с щелочами, солями и металлами.