Гидроксиды – основные (основания), амфотерные, кислотные (оксокислоты).

Гидроксидаминазываются 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) (NO2(OH)ÛHNO3, PO(OH)3ÛH3PO4, SO2(OH)2ÛH2SO4, Te(OH)6ÛH6TeO6), ClO3(OH)ÛHClO4, MnO2(OH)2ÛH2MnO4, MnO3(OH)ÛHMnO4) 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 Fe2+ + 2OH-

Кислотные гидроксиды (оксокислоты) в водных растворах диссоциируют с об­разо­ва­нием ионов гидроксония H3O+, которые сокращенно часто изображают в виде ка­ти­о­на водорода H+. Подобно основаниям, кислотные гидроксиды по сте­пени их дис­со­циации подразделяют на сильные (HNO3, HClO4), средней силы (HAsO3, HClO2) и слабые (HClO, H5IO6) кислоты:

HNO3 + H2O ® H3O+ + NO3- (HNO3 ® H+ + NO3-)

HClO + H2O H3O+ + ClO- (HClO ® H+ + ClO-)

 

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

Сильные Средней силы

HI>HBr>HClO4>HCl>H2SO4>HMnO4>HNO3│>H2Cr2O7>H2CrO4>H2SO3>H3PO4>HF│

 

Слабые

> HNO2 > HCOOH > CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO > HCN > H3BO3 > H2SiO3

 

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- + Zn2+Û Zn(OH)2 + 2H2O Û [Zn(OH)4]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-) + HNO3 (H+ + NO3-) = NaNO3 (Na+ + NO3-) + H2O

OH- + H+ = H2O

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

I(OH) + HClO4 = IClO4 + H2O

HIO + NaOH = NaIO + H2O

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 = Na3[Al(OH)6]

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

Al(OH)3¯ + NaOH (расплав) = NaAlO2 + 2Н2О

В зависимости от числа OH- группировок, содержащихся в гидроксиде, кис­лот­ные гидроксиды подразделяют на одно- (HNO3), двух- (H2SO4), трех- (H3PO4) 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 NH4OH. Однако в настоящее вре­мя установлено, что основной формой существования аммиака в водном раст­во­­ре является его гидрати­ро­ван­ные молекулы, которые условно записывают в ви­де NH3×H2O и называют гидрат аммиака. Подобно аммиаку, водные раст­во­ры гидразина N2H4 и гидроксил­а­ми­на NH2OH также в основном содержат гид­ра­тированные молекулы, которые называют: N2H4×H2O – гидрат гидразина и NH2OH×H2O – гидрат гидроксиламина.

 

Упражнения:

33. 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.

34. 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.

35. 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 H2CO3 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 -яннаяи–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 H2PHO3 и фосфорноватистой HPH2O2 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.

N Эz+ Окончание Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
  III B3+ -ная H3BO3 ортоборная, HBO2 метаборная,H2B4O7 тетраборная
Al3+ -евая H3AlO3 ортоалюминиевая, HАlO2 метаалюминевая
    IV C4+ -ная H2CO3 угольная
Si4+ -евая H4SiO4 ортокремниевая, H2SiO3 метакремниевая
Ge4+ -евая H4GeO4 ортогерманиевая, H2GeO3 метагерманиевая
Sn4+ -янная H4SnO4 ортооловянная, H2SnO3 метаоловянная
    V N5+ -ная HNO3 азотная
P5+ -ная H3PO4 ортофосфорная, HPO3 метафосфорная, H4P2O7 дифосфорная, H5P3O10 трифосфорная
As5+ -овая H3AsO4 ортомышьяковая, HasO3 метамышьяковая
Sb5+ -яная H3SbO4 ортосурьмяная, HSbO3 метасурьмяная
  VI S6+ -ная H2SO4 серная, H2S2O7 дисерная
Se6+ -овая H2SeO4 селеновая
Te6+ -овая H6TeO6 ортотеллуровая, H2TeO4 метателлуровая
Степень окисления элемента N-2
V N3+ -истая HNO2 азотистая
P3+ -истая H2PHO3 фосфористая (фосфоновая)
As3+ -овистая H3AsO3 ортомышьяковистая, HasO2 метамышьяковистая
Sb3+ -янистая H3SbO3 ортосурьмянистая, HSbO2 метасурьмянистая
  VI S4+ -нистая H2SO3 сернистая
Se4+ -истая H2SeO3 селенистая
Te4+ -истая H2TeO3 теллуристая
Степень окисления элемента N-4
V N+ -новатистая H2N2O2 азотноватистая
P+ -новатистая HPH2O2 фосфорноватистая (фосфиновая)
         

 

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 –истаяприменяется 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: H4TiO4 ти­та­новая, H3VO4 ванадиевая, H2CrO4 хро­мо­вая, H2Cr2O7 дихромовая, HMnO4 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.

N Эz+ Окончание Название кислоты
Высшая степень окисления элемента N
  VII Cl7+ -ная HClO4 хлорная
Br7+ HBrO4 бромная
I7+ H5IO6 ортоиодная, HIO4 метаиодная
Степень окисления элемента N-2
  VII Cl5+ -новатая HClO3 хлорноватая
Br5+ HBrO3 бромноватая
I5+ HIO3 иодноватая
Степень окисления элемента N-4
  VII Cl3+ -истая HClO2 хлористая
Br3+ HBrO2 бромистая
I3+ HIO2 иодистая
Степень окисления элемента N-6
  VII Cl+ -оватистая HClO хлорноватистая
Br+ HBrO бромноватистая
I+ HIO иодноватистая

Упражнения:

36. Приведите традиционные названия и графические формулы сле­ду­ю­щих ок­со­кис­лот: H2SO4, H2S2O7, HNO3, HNO2, H3PO4, HPO3, H4P2O7, H2PHO3, HPH2O2, HClO, HClO2, HClO3, HClO4, H5IO6, HMnO4, H2Cr2O7.

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

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

39. Напишите реакции дегидратации следующих кислот: H3BO3, HMnO4, H2S2O7, HNO2, H3PO4, H2WO4, H3AsO3, H2CrO4. Приведите названия кислот и получающихся кислотных оксидов (ангидридов кислот).

40. Какие из перечисленных веществ будут взаимодействовать с соляной кислотой: Zn, CO, Mg(OH)2, CaCO3, Cu, N2O5, Al(OH)3, Na2SiO3, BaO? Напишите уравнения реакций.

41. Напишите реакции, демонстрирующие кислотный характер следующих оксидов, назовите соответствующие им кислоты: P4O10, SeO3, N2O3, NO2, SO2, As2O5.

42. Приведите реакции взаимного перехода между фосфорными кисло­та­ми: H3PO4®HPO3, H3PO4®H4P2O7, HPO3®H3PO4, HPO3®H4P2O7, H4P2O7®HPO3, H4P2O7®H3PO4.