Budući da su oksidi d-metala netopivi u vodi, njihovi hidroksidi se dobivaju neizravno reakcijom izmjene između njihovih soli i otopina alkalija:

ZnCl 2 + 2NaOH \u003d Zn (OH) 2 + 2NaCl;

MnCl 2 + 2NaOH = Mn(OH) 2 + 2NaCl (u nedostatku kisika);

FeSO 4 + 2KOH \u003d Fe (OH) 2 + K 2 SO 4 (u nedostatku kisika).

Hidroksidi d-elemenata u najnižim oksidacijskim stanjima slabe su baze; Oni su netopivi u vodi, ali topljivi u kiselinama:

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

Hidroksidi d-elemenata u srednjim oksidacijskim stanjima i cinkov hidroksid otapaju se ne samo u kiselinama, već iu viškom alkalnih otopina uz stvaranje hidroksi kompleksa (tj. pokazuju amfoterna svojstva), na primjer:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H20;

Zn (OH) 2 + 2NaOH \u003d Na2;

Cr(OH)3 + 3HNO3 = Cr(NO3)3 + 3H20;

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

U višim oksidacijskim stanjima, prijelazni metali tvore hidrokside, koji pokazuju kisela svojstva ili amfoterna svojstva s prevladavanjem kiselih:

Povećanjem stupnja oksidacije elementa slabe osnovna svojstva oksida i hidroksida, a rastu kisela svojstva.

Stoga, duž razdoblja s lijeva na desno, dolazi do povećanja kiselih svojstava d-metalnih hidroksida u višim oksidacijskim stanjima do podskupine Mn, zatim kisela svojstva slabe:

Sc(OH) 3 - TiO 2 xH 2 O - V 2 O 5 xH 2 O - H 2 CrO 4 - HMnO 4

Jačanje kiselih svojstava

Fe(OH) 3 - Co(OH) 2 - Cu(OH) 2 - Zn(OH) 2

Polagano slabljenje kiselih svojstava

Razmotrite promjenu svojstava d-metalnih hidroksida u podskupinama. Od vrha do dna u podskupini se povećavaju osnovna svojstva hidroksida d-elemenata u višim oksidacijskim stanjima, smanjuju kisela svojstva. Na primjer, za šestu skupinu d-metala:

H 2 CrO 4 - oštro - MoO 3 H 2 O - slabo - WO 3 H 2 O

Svojstva kiselina se smanjuju

Redox svojstva spojeva d-elemenata

Veze d - elemenata u nižim oksidacijskim stanjima pokazuju prvenstveno, reducirajuća svojstva, osobito u alkalnom okruženju. Stoga su, na primjer, hidroksidi Mn(+2), Cr(+2), Fe(+2) vrlo nestabilni i brzo se oksidiraju atmosferskim kisikom:

2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4;

4Cr(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O = 4Cr(OH) 3

Da bi se kobalt (II) ili nikal (II) hidroksid pretvorio u Co (OH) 3 ili Ni (OH) 3, potrebno je upotrijebiti jače oksidacijsko sredstvo - na primjer vodikov peroksid H 2 O 2 u alkalnom mediju ili brom Br 2:

2Co(OH)2 + H2O2 = 2Co(OH)3;

2 Ni(OH) 2 + Br 2 +2NaOH = 2 Ni(OH) 3 + 2NaBr

Derivati ​​Ti(III), V(III), V(II), Cr(II) lako se oksidiraju na zraku, neke soli se mogu oksidirati čak i s vodom:

2Ti 2 (SO 4) 3 + O 2 + 2H 2 O \u003d 4TiOSO 4 + 2H 2 SO 4;

2CrCl 2 + 2H 2 O \u003d 2Cr (OH) Cl 2 + H 2

Spojevi d-elemenata u višim oksidacijskim stanjima (od +4 do +7) obično pokazuju oksidirajuća svojstva. Međutim, spojevi Ti (IV) i V (V) uvijek su stabilni i stoga imaju relativno slaba oksidacijska svojstva:

TiOSO4 + Zn + H2SO4 = Ti2(SO4)3 + ZnSO4 + H2O;

Na 3 VO 4 + Zn + H 2 SO 4 = VOSO 4 + ZnSO 4 + H 2 O

Obnavljanje se odvija u teškim uvjetima - s atomskim vodikom u trenutku njegovog oslobađanja (Zn + 2H + = 2H+ + Zn 2+).

A spojevi kroma u višim oksidacijskim stanjima jaka su oksidacijska sredstva, osobito u kiseloj sredini:

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 = Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O;

2CrO 3 + C 2 H 5 OH \u003d Cr 2 O 3 + CH 3 COH + H 2 O

Spojevi Mn(VI), Mn(VII) i Fe(VI) pokazuju još jača oksidacijska svojstva:

2KMnO 4 + 6KI + 4H 2 O = 2MnO 2 + 3I 2 + 8KOH;

4K 2 FeO 4 + 10H 2 SO 4 \u003d 2Fe 2 (SO 4) 3 + 3O 2 + 10H 2 O + 4K 2 SO 4

Tako, oksidacijska svojstva spojeva d-elemenata u višim oksidacijskim stanjima rastu s lijeva na desno tijekom razdoblja.

Oksidacijska sposobnost spojeva d-elemenata u višim oksidacijskim stanjima u podskupini od vrha do dna slabi. Na primjer, u podskupini kroma: kalijev dikromat K 2 Cr 2 O 7 djeluje čak i s tako slabim redukcijskim sredstvom kao što je SO 2. Za obnavljanje iona molibdata ili volframata potrebno je vrlo jako redukcijsko sredstvo, na primjer, otopina klorovodične kiseline kositar (II) klorida:

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 + NSnCl 3 + 9HCl = MoO 3 MoO 5 + H 2 SnCl 6 + 4H 2 O + 6NH 4 Cl

Posljednja reakcija se događa pri zagrijavanju, a oksidacijsko stanje d-elementa vrlo se lagano smanjuje.

Spojevi d-metala u srednjem oksidacijskom stanju imaju redoks dualnost. Na primjer, spojevi željeza (III), ovisno o prirodi partnerske tvari, mogu pokazati svojstva redukcijskog agensa:

2FeCl3 + Br2 + 16KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 6KCl + 8H2O,

i oksidacijska svojstva:

2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl.

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O,

sol bazične kiseline

Cu(OH) 2 + H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2H 2 O,

sol bazične kiseline

2NaOH + PbO \u003d Na 2 PbO 2 + H 2 O,

baza amfoterna sol

2NaOH + Pb(OH) 2 = Na 2 PbO 2 + 2H 2 O,

baza amfoterna sol

hidroksid

2H 3 PO 4 + 3Na 2 O \u003d 2Na 3 PO 4 + 3H 2 O,

kisela bazična sol

H 2 SO 4 + SnO \u003d SnSO 4 + H 2 O,

kisela amfoterna sol

H 2 SO 4 + Sn (OH) 2 = SnSO 4 + 2H2O.

kisela amfoterna sol

hidroksid

Amfoterni hidroksidi u reakcijama s kiselinama pokazuju glavna svojstva:

2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O,

s lužinama (bazama) - kisela svojstva:

H 3 AlO 3 + 3NaOH \u003d Na 3 AlO 3 + 3H 2 O,

ili H 3 AlO 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O.

Baze i kiseline reagiraju sa solima ako je rezultat talog ili slab elektrolit. Slabe kiseline - H 3 PO 4, H 2 CO 3, H 2 SO 3, H 2 SiO 3 i druge.

2NaOH + NiSO 4 \u003d Ni (OH) 2  + Na 2 SO 4,

solna baza

3H 2 SO 4 + 2Na 3 PO 4 = 2H 3 PO 4 + 3Na 2 SO 4

kisela sol

Anoksične kiseline ulaze u iste reakcije kao i prethodno razmatrane kiseline koje sadrže kisik.

Primjer. Napravite formule hidroksida koje odgovaraju oksidima: a) FeO; b) N203; c) Cr 2 O 3 . Imenujte veze.

Odluka

a) FeO je bazični oksid, dakle, odgovarajući hidroksid je baza, u formuli baze broj hidrokso skupina (OH) jednak je oksidacijskom stanju atoma metala; formula željezovog (II) hidroksida je Fe (OH) 2.

b) N 2 O 3 je kiseli oksid, dakle, odgovarajući hidroksid je kiselina. Formula kiseline može se dobiti iz prikaza kiseline kao hidrata odgovarajućeg oksida:

N 2 O 3 . H 2 O \u003d (H 2 N 2 O 4) \u003d 2HNO 2 - dušična kiselina.

c) Cr 2 O 3 je amfoterni oksid, dakle, odgovarajući hidroksid je amfoterni. Amfoterni hidroksidi su zapisani u obliku baza - Cr (OH) 3 - krom (III) hidroksid.

sol

sol- tvari koje se sastoje od bazičnih i kiselih ostataka. Dakle, sol CuSO 4 sastoji se od glavnog ostatka – metalnog kationa Cu 2+ i kiselog ostatka – SO 4 2 .

Prema tradicionalnoj nomenklaturi, nazivi soli kisikovih kiselina su sljedeći: završetak se dodaje korijenu latinskog naziva središnjeg atoma kiselinskog ostatka - na(pri višim oksidacijskim stanjima središnjeg atoma) ili - to(za niže oksidacijsko stanje), a zatim - ostatak baze u genitivu, na primjer: Na 3 PO 4 - natrijev fosfat, BaSO 4 - barijev sulfat, BaSO 3 - barijev sulfit. Nazivi soli kiselina bez kisika nastaju dodavanjem sufiksa u korijen latinskog naziva nemetala - iskaznica i ruski naziv za metal (ostatak iz baze), na primjer CaS - kalcijev sulfid.

Srednje soli ne sadrže u svom sastavu, vodikovi ioni i hidrokso skupine koje se mogu zamijeniti metalom, na primjer CuCl 2 , Na 2 CO 3 i drugi.

Kemijska svojstva soli

Srednje soli ulaze u reakcije izmjene s lužinama, kiselinama, solima. Vidi gore za primjere relevantnih reakcija.

Kiselinske soli sadržavati kao dio kiselinskog ostatka, vodikov ion, na primjer NaHCO 3, CaHPO 4, NaH 2 PO 4 itd. U nazivu kisele soli, vodikov ion se označava prefiksom hidro-, ispred kojih navedite broj atoma vodika u molekuli soli, ako je veći od jedan. Na primjer, nazivi soli gornjeg sastava su natrijev bikarbonat, kalcijev hidrogen fosfat, natrijev dihidrogen fosfat.

Soli kiselina su

interakcija baze i polibazična kiselina s viškom kiseline:

Ca(OH)2 + H3PO4 = CaHPO4 + 2H20;

interakcija prosječne soli polibazične kiseline i odgovarajuće kiseline ili jače kiseline uzete u nedostatku:

CaCO 3 + H 2 CO 3 \u003d Ca (HCO 3) 2,

Na 3 PO 4 + HCl = Na 2 HPO 4 + NaCl.

Bazične soli sadržavati kao dio ostatka baze, hidrokso skupina, na primjer CuOHNO 3, Fe (OH) 2 Cl. U nazivu bazične soli prefiksom se označava hidrokso skupina hidrokso-, na primjer, nazivi gornjih soli, odnosno: bakar (II) hidroksonitrat, željezo (III) dihidroksoklorid.

Bazične soli su

interakcija polikiseline (koja u svom sastavu sadrži više od jedne hidrokso skupine) baze i kiseline s viškom baze:

Cu(OH)2 + HNO3 = CuOHNO3 + H20;

interakcija soli formirane od polikiselinske baze i baze uzete u nedostatku:

FeCl 3 + NaOH = FeOHCl 2  + NaCl,

FeCl 3 + 2NaOH \u003d Fe (OH) 2 Cl + 2NaCl.

Kisele i bazične soli imaju sva svojstva soli. U reakcijama s lužinama, kiselim solima, te s kiselinama, bazične soli prelaze u srednje.

Na 2 HPO 4 + NaOH = Na 3 PO 4 + H 2 O,

Na 2 HPO 4 + 2HCl \u003d H 3 PO 4 + 2NaCl,

FeOHCl 2 + HCl \u003d FeCl 3 + H 2 O,

FeOHCl 2 + 2NaOH \u003d Fe (OH) 3  + 2NaCl.

Primjer 1. Napravite formule za sve soli koje mogu nastati od baze Mg (OH) 2 i kiseline H 2 SO 4.

Odluka

Formule soli sastavljene su od mogućih bazičnih i kiselih ostataka, poštujući pravilo električne neutralnosti. Mogući bazični ostaci su Mg 2+ i MgOH +, kiseli ostaci su SO 4 2- i HSO 4 -. Naboji složenih bazičnih i kiselinskih ostataka jednaki su zbroju oksidacijskih stanja njihovih sastavnih atoma. Kombinacijom bazičnih i kiselih ostataka izrađujemo formule mogućih soli: MgSO 4 - prosječna sol - magnezijev sulfat; Mg (HSO 4) 2 - kisela sol - magnezijev hidrosulfat; (MgOH) 2 SO 4 - glavna sol je magnezijev hidroksosulfat.

Primjer 2 Napišite reakcije stvaranja soli tijekom međudjelovanja oksida

a) PbO i N205; b) PbO i Na 2 O.

Odluka

U reakcijama između oksida nastaju soli čiji glavni ostaci nastaju iz bazičnih oksida, kiseli ostaci iz kiselih oksida.

a) U reakciji s kiselim oksidom N 2 O 5 amfoterni oksid PbO pokazuje svojstva bazičnog oksida, stoga je glavni ostatak nastale soli Pb 2+ (naboj olovnog kationa jednak je oksidacijskom stanju olova u oksidu), kiselinski ostatak je NO 3  (kiselinski ostatak koji odgovara danom kiselom oksidu dušične kiseline). Jednadžba reakcije

PbO + N 2 O 5 \u003d Pb (NO 3) 2.

b) U reakciji s bazičnim oksidom Na 2 O amfoterni oksid PbO pokazuje svojstva kiselog oksida, kiselinski ostatak nastale soli (PbO 2 2 ) nalazi se iz kiselog oblika odgovarajućeg amfoternog hidroksida Pb (OH) 2 \u003d H 2 PbO 2. Jednadžba reakcije

Kalij, natrij ili litij mogu komunicirati s vodom. U ovom slučaju, spojevi povezani s hidroksidima nalaze se u produktima reakcije. Svojstva ovih tvari, značajke tijeka kemijskih procesa u koje su uključene baze, posljedica su prisutnosti hidroksilne skupine u njihovim molekulama. Dakle, u reakcijama elektrolitičke disocijacije, baze se cijepaju na metalne ione i OH - anione. Kako baze međusobno djeluju s oksidima, kiselinama i solima nemetala, razmotrit ćemo u našem članku.

Nomenklatura i struktura molekule

Da biste ispravno imenovali bazu, nazivu metalnog elementa trebate dodati riječ hidroksid. Navedimo konkretne primjere. Aluminijska baza pripada amfoternim hidroksidima, čija ćemo svojstva razmotriti u članku. Obavezna prisutnost u osnovnim molekulama hidroksilne skupine povezane s metalnim kationom tipom ionske veze može se odrediti pomoću indikatora, na primjer, fenolftaleina. U vodenom mediju, višak OH - iona određuje se promjenom boje indikatorske otopine: bezbojni fenolftalein postaje grimiz. Ako metal pokazuje više valencija, može formirati više baza. Na primjer, željezo ima dvije baze, u kojima je jednako 2 ili 3. Prvi spoj karakteriziraju znakovi drugog - amfoternog. Stoga se svojstva viših hidroksida razlikuju od spojeva u kojima metal ima niži stupanj valencije.

Fizička karakteristika

Baze su čvrste tvari koje su otporne na toplinu. U odnosu na vodu dijele se na topive (alkalne) i netopljive. Prvu skupinu čine kemijski aktivni metali - elementi prve i druge skupine. Tvari netopive u vodi sastoje se od atoma drugih metala, čija je aktivnost inferiorna u odnosu na natrij, kalij ili kalcij. Primjeri takvih spojeva su željezne ili bakrene baze. Svojstva hidroksida ovisit će o tome kojoj skupini tvari pripadaju. Dakle, lužine su termički postojane i ne razgrađuju se zagrijavanjem, dok se u vodi netopive baze uništavaju pod djelovanjem visoke temperature, stvarajući oksid i vodu. Na primjer, bakrena baza se razlaže na sljedeći način:

Cu(OH) 2 \u003d CuO + H 2 O

Kemijska svojstva hidroksida

Interakcija između dviju najvažnijih skupina spojeva – kiselina i baza – u kemiji se naziva reakcijom neutralizacije. Ovaj naziv može se objasniti činjenicom da kemijski agresivni hidroksidi i kiseline tvore neutralne produkte - soli i vodu. Budući da je zapravo proces izmjene dviju složenih tvari, neutralizacija je karakteristična i za lužine i za baze netopive u vodi. Ovdje je jednadžba za reakciju neutralizacije između kaustične potaše i klorovodične kiseline:

KOH + HCl \u003d KCl + H 2 O

Važno svojstvo baza alkalnih metala je njihova sposobnost da reagiraju s kiselim oksidima, što rezultira soli i vodom. Na primjer, propuštanjem ugljičnog dioksida kroz natrijev hidroksid, možete dobiti njegov karbonat i vodu:

2NaOH + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

Reakcije ionske izmjene uključuju interakciju između lužina i soli, što dovodi do stvaranja netopivih hidroksida ili soli. Dakle, ulijevajući otopinu kap po kap u otopinu bakrenog sulfata, možete dobiti plavi želeast talog. To je bakrena baza, netopiva u vodi:

CuSO 4 + 2NaOH \u003d Cu (OH) 2 + Na 2 SO 4

Kemijska svojstva hidroksida, netopivih u vodi, razlikuju se od lužina po tome što pri laganom zagrijavanju gube vodu - dehidriraju, pretvarajući se u oblik odgovarajućeg bazičnog oksida.

Baze koje pokazuju dvostruka svojstva

Ako element ili može reagirati i s kiselinama i s lužinama, naziva se amfoternim. To uključuje, na primjer, cink, aluminij i njihove baze. Svojstva amfoternih hidroksida omogućuju zapisivanje njihovih molekularnih formula kako u izolaciji hidroksi skupine tako iu obliku kiselina. Predstavimo nekoliko jednadžbi za reakcije aluminijeve baze s klorovodičnom kiselinom i natrijevim hidroksidom. Oni ilustriraju posebna svojstva amfoternih hidroksida. Druga reakcija odvija se raspadom lužine:

2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

Al(OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O

Produkti procesa bit će voda i soli: aluminij klorid i natrijev aluminat. Sve amfoterne baze su netopive u vodi. Dobivaju se kao rezultat interakcije odgovarajućih soli i lužina.

Načini dobivanja i primjene

U industriji koja zahtijeva velike količine lužina dobivaju se elektrolizom soli koje sadrže katione aktivnih metala prve i druge skupine periodnog sustava. Sirovina za ekstrakciju, na primjer, kaustični natrij, je otopina obične soli. Jednadžba reakcije bit će:

2NaCl + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2 + Cl 2

Baze niskoaktivnih metala u laboratoriju se dobivaju interakcijom lužina s njihovim solima. Reakcija pripada tipu ionske izmjene i završava taloženjem baze. Jednostavan način dobivanja lužina je reakcija supstitucije između aktivnog metala i vode. Popraćen je zagrijavanjem reakcijske smjese i pripada egzotermnom tipu.

Svojstva hidroksida koriste se u industriji. Tu posebnu ulogu imaju lužine. Koriste se kao sredstva za čišćenje kerozina i benzina, za izradu sapuna, preradu prirodne kože, kao i u tehnologijama za proizvodnju rajona i papira.

DEFINICIJA

Hidroksidi nazivaju se složene tvari koje uključuju atome metala spojene na jednu ili više hidrokso skupina.

Većina baza su čvrste tvari različite topljivosti u vodi. Bakar (II) hidroksid je plave boje (slika 1), željezov (III) hidroksid je smeđi, većina ostalih je bijeli.

Riža. 1. Bakar (II) hidroksid. Izgled.

Dobivanje hidroksida

Topive baze (alkalije) u laboratoriju se mogu dobiti interakcijom aktivnih metala i njihovih oksida s vodom:

CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2.

Alkalije natrijev hidroksid i kalcijev hidroksid dobivaju se elektrolizom vodenih otopina natrijevog klorida i kalijevog klorida.

Baze netopive u vodi dobivaju se reakcijom soli s lužinama u vodenim otopinama:

FeCl 3 + 3NaOH aq \u003d Fe (OH) 3 ↓ + 3NaCl.

Kemijska svojstva hidroksida

Topljive i netopljive baze imaju zajedničko svojstvo: reagiraju s kiselinama i tvore soli i vodu (reakcija neutralizacije):

NaOH + HCl \u003d NaCl + H2O;

Cu(OH) 2 + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O.

Alkalne otopine mijenjaju boju nekih tvari - lakmusa, fenolftaleina i metilnaranče, koje se nazivaju indikatori (tablica 1).

Tablica 1. Promjena boje indikatora pod utjecajem otopina kiselina i baza.

Osim općih svojstava, lužine i baze netopive u vodi imaju i specifična. Na primjer, kada se zagrije plavi talog bakrovog (II) hidroksida, nastaje crna tvar - to je bakrov (II) oksid:

Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O.

Lužine, za razliku od netopivih baza, obično se ne raspadaju kada se zagrijavaju. Njihove otopine djeluju na indikatore, korodiraju organske tvari, reagiraju s otopinama soli (ako sadrže metal sposoban tvoriti netopivu bazu) i kiselim oksidima:

Fe 2 (SO 4) 3 + 6KOH \u003d 2Fe (OH) 3 ↓ + 3K 2 SO 4;

2KOH + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O.

Primjena hidroksida

Hidroksidi se široko koriste u industriji i svakodnevnom životu. Na primjer, kalcijev hidroksid je od velike važnosti. Riječ je o bijelom puderu u prahu. Pri miješanju s vodom nastaje takozvano vapneno mlijeko. Budući da je kalcijev hidroksid slabo topiv u vodi, nakon filtriranja vapnenog mlijeka dobiva se bistra otopina - vapnena voda, koja se zamuti kada se kroz nju ugljični dioksid. Gašeno vapno koristi se za pripremu Bordeaux smjese - sredstva za suzbijanje biljnih bolesti i štetnika. Vapneno mlijeko se široko koristi u kemijskoj industriji, na primjer, u proizvodnji šećera, sode i drugih tvari.

Natrijev hidroksid se koristi za rafiniranje nafte, proizvodnju sapuna i u tekstilnoj industriji. U baterijama se koriste kalijev hidroksid i litijev hidroksid.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

PRIMJER 2

oksidi - To su složene tvari koje se sastoje od nekog elementa i kisika s oksidacijskim stanjem -2.

Na primjer: K2O, CaO, Fe2O3, CO2, P2O5, SO3, Cl2O7, OsO4. Oksidi tvore sve kemijske elemente, osim He, Ne, Ar. Kemijska veza između kisika i drugog elementa je ili ionska ili kovalentna. Prema svojim kemijskim svojstvima oksidi se dijele na solotvorne i nesolotvorne. Potonji uključuju, na primjer, N2O, NO, NO2, SiO, SO.

Oksidi koji tvore soli dijele se na bazične, kisele i amfoterne.

Osnovni oksidi. Oksidi čiji su hidrati baze nazivaju se bazičnimi oksidi. Na primjer, Na2O, CuO su bazični oksidi, budući da njima odgovaraju baze NaOH, Cu(OH)2. U pravilu, osnovni oksidi mogu biti oksidi metala s oksidacijskim stanjem +1, +2. Kemijska veza ovdje je ionska.

Oksidi alkalnih (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) i zemnoalkalijskih metala (Ca, Sr, Ba, Ra), u interakciji s vodom, daju baze. Na primjer:

K2O + H2O = 2KOH

BaO + H2O = Ba(OH)2

Preostali osnovni oksidi praktički ne stupaju u interakciju s vodom. Osnovni oksidi reagiraju s kiselinama i daju sol i vodu:

Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 \u003d Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3 + + 3H 2 O

Bazni oksidi reagiraju s kiselim oksidima i daju soli:

FeO + SiO 2 \u003d FeSiO 3 (t)

Kiseli oksidi. Oksidi čiji su hidrati kiseline nazivaju se kiseli. Kiseli oksidi uključuju okside nemetala i metala s oksidacijskim stanjem +4, +5, +6, +7. Na primjer, N 2 O 3, P 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7, CO 2, V 2 O 5, SO 3, Cl 2 O 7 - kiseli oksidi, jer kiseline odgovaraju HNO 2, H 3 PO 4, H 2 CrO 4, HMnO 4 itd. (kemijska veza je ovdje kovalentna i ionska). Većina kiselih oksida reagira s vodom i stvara kiseline. Na primjer:

SO3 + H2O = H2SO4

Mn2O7 + H2O = 2HMnO4

SiO2 + H2O ≠

Kiseli oksidi reagiraju s bazama (alkalijama) i daju sol i vodu:

N 2 O 5 + Ca (OH) 2 \u003d Ca (NO 3) 2 + H 2 O

N 2 O 5 + 2OH‾ = 2NO 3 ‾ + H 2 O

Amfoterni oksidi. Metalni oksidi s oksidacijskim stanjem +3, +4, a ponekad i +2, koji, ovisno o okolišu, pokazuju bazična ili kisela svojstva, odnosno reagiraju s kiselinama i bazama, nazivaju se amfoternim. Odgovaraju hidratima, kiselinama i bazama. Na primjer:

Zn(OH)2 ← ZnO → H2ZnO2

H2O Al(OH) 3 ← Al 2 O 3 → H 3 AlO 3 → HalO 2

Amfoterni oksidi reagiraju s kiselinama i bazama:

Al2Oz + 3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 3H2O

Al2Oz + 6H + = 2Al 3+ + 3H2O

Al2Oz + 2NaOH + 3H2O = 2Na

Al2Oz + 2OH‾ + 3H2O = 2[Al(OH)4]‾

Kada se Al2O3 spoji s alkalijama, nastaju metaaluminati:

fuzija Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

natrijev metaaluminat

Al2Oz + 2OH‾ = 2Al O2‾ + H2O

Amfoterni oksidi se ne spajaju izravno s vodom.

Hidroksidi

Kemijski spojevi s općom formulomR(Oh) nzvani hidroksidi, gdjeR - atom ili skupina atoma s pozitivnim nabojem.

Ovisno o vrsti elektrolitičke disocijacije, hidroksidi se dijele u tri skupine: baze, kiseline i amfoterni hidroksidi. Na primjer:

Ba(OH)2 ↔ Ba 2 + + 2OH‾ baza

H2SO4 ↔ 2H + + SO2 2 ‾ kiselina

Pb 2 + + 2OH‾ ↔ Pb(OH)2 ↔2H + + PbO2 2 ‾ amfoterni hidroksid