Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

элементов с кислородом, степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (-II). Делятся по составу и химическим свойствам:

Элементы He, Ne и Ar соединений с кислородом не образуют. Соединения элементов с кислородом в других степенях окисления – это не оксиды, а бинарные соединения, например O^+IIF₂^-I и H₂ ^+IO₂^-I. Не относятся к оксидам и смешанные бинарные соединения, например S^+IVCl₂^-IO^-II.

Оснoвные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных металлов только Li, Mg, Ca и Sr образуют оксиды Li₂O, MgO, СаО и SrO при сжигании на воздухе; оксиды Na₂O, К₂O, Rb₂O, Cs₂O и ВаО получают другими способами.

Оксиды CuO, Ag₂O и NiO также относят к основным.

Кислотные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняют химические свойства последних.

Из типичных неметаллов только S, Se, Р, As, С и Si образуют оксиды SO₂, SeO₂, Р₂O₅, As₂O₃, СO₂ и SiO₂ при сжигании на воздухе; оксиды Cl₂O, Cl₂O₇, I₂O₅, SO₃, SeO₃, N₂O₃, N₂O₅ и As₂O₅ получают другими способами.

Исключение: у оксидов NO₂ и ClO₂ нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO₂ и ClO₂ реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а ClO₂ и с водой, образуя две кислоты:

а) 2NO₂ + 2NaOH = NaNO₂ + NaNO₃ + H₂O

б) 2ClO₂ + Н₂O (хол.) = НClO₂ + НClO₃

2ClO₂ + 2NaOH (хол.) = NaClO₂ + NaClO₃ + H₂O

Оксиды CrO₃ и Mn₂O₇ (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

Амфотерные оксиды – продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняют химические свойства амфотерных гидроксидов.

Типичные амфигены (кроме Ga) при сжигании на воздухе образуют оксиды BeO, Cr₂O₃, ZnO, Al₂O₃, GeO₂, SnO₂ и РЬО; амфотерные оксиды Ga₂O₃, SnO и РЬO₂ получают другими способами.

Двойные оксиды образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:

(Fe^IIFe₂^III)O₄, (Рb₂^IIPb^IV)O₄, (MgAl₂)O₄, (CaTi)O₃.

Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов), например: СО, NO, N₂O, SiO, S₂O.

Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами О^-IIН, могут содержать также кислород O^-II. В гидроксидах степень окисления элемента всегда положительная (от +I до +VIII). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам:

Оснoвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами.

Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

М₂O + Н₂O = 2МОН (М = Li, Na, К, Rb, Cs)

МО + Н₂O = М(ОН)₂ (М = Са, Sr, Ва)

Исключение: гидроксиды Mg(OH)₂, Cu(OH)₂ и Ni(OH)₂ получают другими способами.

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

2LiOH = Li₂O + Н₂O

М(ОН)₂ = МО + Н₂O (М = Mg, Са, Sr, Ва, Cu, Ni)

Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.

Хорошо растворимые в воде основные гидроксиды (NaOH, КОН, Са(ОН)₂, Ва(ОН) ₂ и др.) называют щелочами, так как именно с их помощью в растворе создается щелочная среда.

Кислотные гидроксиды (кислоты) образованы элементами с неметаллическими свойствами. Примеры:

При диссоциации в разбавленном водном растворе образуются катионы Н⁺ (точнее, Н₃O⁺) и следующие анионы, или кислотные остатки:

Кислоты можно получить по реакциям соответствующих кислотных оксидов с водой (ниже приведены реально протекающие реакции):

Cl₂O + H₂O = 2HClO

Е₂O₃ + Н₂O = 2НЕO₂ (Е = N, As)

As₂O₃ + 3H₂O = 2H₃AsO₃

EO₂ + H₂O = H₂EO₃ (Е = С, Se)

E₂O₅ + H₂O = 2HEO₃ (Е = N, Р, I)

E₂O₅ + 3H₂O = 2H₃EO₄ (E = P, As)

EO₃ + H₂O = H₂EO₄ (E = S, Se, Cr)

E₂O₇ + H₂O = 2HEO₄ (E = Cl, Mn)

Исключение: оксиду SO₂ в качестве кислотного гидроксида соответствует полигидрат SO₂ nН₂O («сернистая кислота H₂SO₃» не существует, но кислотные остатки HSO₃^- и SO₃^2- присутствуют в солях).

При нагревании некоторых кислот протекает реальная дегидратация и образуются соответствующие кислотные оксиды:

2HAsO₂ = As₂O₃ + H₂O

H₂EO₃ = EO₂ + H₂O (E = C, Si, Ge, Se)

2HIO₃ = I₂O₅ + H₂O

2H₃AsO₄ = As₂O₅ + H₂O

H₂SeO₄ = SeO₃ + H₂O

При замене (реальной и формальной) водорода кислот на металлы и амфигены образуются соли, кислотные остатки сохраняют в солях свой состав и заряд. Кислоты H₂SO₄ и Н₃РO₄ в разбавленном водном растворе реагируют с металлами и амфигенами, стоящими в ряду напряжений левее водорода, при этом образуются соответствующие соли и выделяется водород (кислота HNO₃ в такие реакции не вступает; ниже типичные металлы, кроме Mg, не указаны, так как они реагируют в подобных условиях с водой):

М + H₂SO₄(pasб.) = MSO₄ + Н₂^ (М = Be, Mg, Cr,