Содержание

Химические свойства основных оксидов

1.Общим свойством всех основных оксидов является их способность взаимодействовать с кислотами с образовани­ем соли и воды:

Основный оксид + Кислота = Соль + Н2О

Например:

MgO + 2НС1 = MgCl2 + Н2О

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей.

Основный оксид + Кислотный оксид = Соль

Например:

СаО + СО2 = СаСО3;

3. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов вза­имодействуют с водой с образованием растворимых осно­ваний (щелочей):

Оксид + Н2О = Щелочь

Например:

К2О + Н2О = 2КОН

Химические свойства кислотных оксидов

1. Общим свойством всех кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с основаниями с обра­зованием соли и воды: -

Кислотный оксид + Основание = Соль + Н

2 О

Для правильного написания формулы образующейся соли нужно четко представлять, какая кислота соответствует данному кислотному оксиду (в приведенных ниже при­мерах под формулами кислотных оксидов указаны форму­лы соответствующих им кислот).

а) СО2 + 2NaOH = Na2CO3 + Н2О

б) N2O5 + Ва(ОН)2 = Ba(NO3)2 + Н2О

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей (см. химические свойства основных оксидов).

3.Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот.

Кислотный оксид + Н2О = Кислота

Например:

SO3 + Н2О = H2SO4

N2O5 + Н2О = 2HNО3

Очень немногие кислотные оксиды не взаимодействуют с водой. Наиболее известный из них оксид кремния (IV) SiO2.

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей и воды.

Амфотерный оксид + Кислота = Соль + Н2О

Например:

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + Н2О

В этих реакциях амфотерные оксиды играют роль основ­ных оксидов.

2. Амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами с образованием солей и воды.

Амфотерный оксид + Щелочь = Соль + Н2О

Например:

ZnO + 2КОН = K2ZnO2 + Н2О

В этих реакциях амфотерные оксиды играют роль кис­лотных оксидов.

3. Амфотерные оксиды при нагревании взаимодейству­ют с кислотными оксидами с образованием солей.

Амфотерный оксид + Кислотный оксид = Соль

Например:

ZnO + СО2 = ZnCO3

4. Амфотерные оксиды при нагревании взаимодейству­ют с основными оксидами с образованием солей.

Амфотерный оксид + Основный оксид = Соль

Например:

ZnO + Na

2O Na2ZnO2.

Получение оксидов

Оксиды могут быть получены различными способами:

1. Взаимодействием простых веществ с кислородом:

Металл или неметалл + О2 = Оксид

2Mg + О2 = 2MgO;

С + О2 = СО2

2. Разложением некоторых оксокислот:

Оксокислота Кислотный оксид +Н2О

H2SO3 = SO2 + Н2О

3. Разложением нерастворимых оснований:

Нерастворимое основание Основный оксид +Н2О

Сu(ОН)2 = СuО + Н2О

4. Разложением некоторых солей:

Соль Основный оксид + Кислотный оксид

СаСО3 = СаО + СО2

Основания

Название Название Валентность

основания = «Гидроксид» + металла + металла

(в род. пад.)

Например: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (Ш), NaOH – гидроксид натрия, Са(ОН)2 – гидроксид кальция.

Классификация

а) По числу гидроксидных групп в молекуле. Количество гидроксидных групп в молекуле основания зависит от вален­тности металлам и определяет кислотность основания (Следует помнить, что валентность гидроксидной группы равна I.)

Основания делятся на:

однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу: NаOH, КОН, LiОН и др.;

двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы: Са(ОН)2, Fe(OH)2 и др.;

трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидные группы: Ni(OH)2, Вi(ОН)3 и др.

Двух- и трехкислотные основания называются многокис­лотными.

б) По растворимости в воде основания делятся на:

растворимые: LiОН, NаОН, КОН, RbOH, CsOH, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2;

нерастворимые:

Сu(ОН)2, Fе(ОН)2, Fе(ОН)3 и др. Растворимые в воде основания называются щелочами.

Графические формулы

В молекуле основания атом металла соединяется с ато­мами кислорода гидроксидных групп. Например:

studfiles.net

Основания. Химические свойства и получение

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Классификация неорганических веществ

Основания – сложные вещества, которые состоят из катиона металла Ме+ (или металлоподобного катиона, например, иона аммония NH4+) и гидроксид-аниона ОН.

По растворимости в воде основания делят на растворимые (щелочи) и нерастворимые основания. Также есть неустойчивые основания, которые самопроизвольно разлагаются.

1. Взаимодействие основных оксидов с водой.

При этом с водой реагируют в обычных условиях только те оксиды, которым соответствует растворимое основание (щелочь). Т.е. таким способом можно получить только щёлочи:

основный оксид + вода = основание

Например, оксид натрия в воде образует гидроксид натрия (едкий натр):

Na2O + H2O → 2NaOH

При этом оксид меди (II)  с водой не реагирует:

CuO + H2O ≠

2. Взаимодействие металлов с водой. При этом с водой реагируют в обычных условиях только щелочные металлы (литий, натрий, калий. рубидий, цезий), кальций, стронций и барий. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, окислителем выступает водород, восстановителем является металл.

металл + вода = щёлочь + водород

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K0 + 2H2

+O →  2K+OH + H20

 

3. Электролиз растворов некоторых солей щелочных металлов. Как правило, для получения щелочей электролизу подвергают растворы солей, образованных щелочными или щелочноземельными металлами и бескилородными кислотами (кроме плавиковой) – хлоридами, бромидами, сульфидами и др. Более подробно этот вопрос рассмотрен в статье Электролиз.

Например, электролиз хлорида натрия:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2↑ + Cl2

4. Основания образуются при взаимодействии других щелочей с солями. При этом взаимодействуют только растворимые вещества, а в продуктах должна образоваться нерастворимая соль, либо нерастворимое основание:

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

либо

щелочь + соль1 = соль2↓ + щелочь

Например: карбонат калия реагирует в растворе с гидроксидом кальция:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3

↓ + 2KOH

Например: хлорид меди (II) взаимодействет в растворе с гидроксидом натрия. При этом выпадает голубой осадок гидроксида меди (II):

CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

 

1. Нерастворимые основания взаимодействуют с сильными кислотами и их оксидами  (и некоторыми средними кислотами). При этом образуются соль и вода.

нерастворимое основание + кислота = соль + вода

нерастворимое основание + кислотный оксид = соль + вода

Например, гидроксид меди (II) взаимодействует с сильной соляной кислотой:

 Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O

При этом гидроксид меди (II) не взаимодействует с кислотным оксидом слабой угольной кислоты – углекислым газом:

Cu(OH)2 + CO2

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду.

Например, гидроксид железа (III) разлагается на оксид железа (III)  и воду при прокаливании:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

3. Нерастворимые основания не взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами.

нерастворимое оснвоание + амфотерный оксид  ≠

нерастворимое основание + амфотерный гидроксид  ≠

4. Некоторые нерастворимые основания могут выступать в качестве восстановителей. Восстановителями являются основания, образованные металлами с минимальной или промежуточной степенью окисления, которые могут повысить свою степень окисления (гидроксид железа (II), гидроксид хрома (II) и др.).

Например, гидроксид железа (II) можно окислить кислородом воздуха в присутствии воды до гидроксида железа (III):

4Fe+2(OH)2 + O20 + 2H2O → 4Fe+3(O-2H)3

1. Щёлочи взаимодействуют с любыми кислотами – и сильными, и слабыми. При этом образуются средняя соль и вода. Эти реакции называются

реакциями нейтрализации. Возможно и образование кислой соли, если кислота многоосновная, при определенном соотношении реагентов, либо в избытке кислоты. В избытке щёлочи образуется средняя соль и вода:

щёлочь(избыток)+ кислота = средняя соль + вода

щёлочь + многоосновная кислота(избыток) = кислая соль + вода

Например, гидроксид натрия при взаимодействии с трёхосновной фосфорной кислотой может образовывать 3 типа солей: дигидрофосфаты, фосфаты или гидрофосфаты.

При этом дигидрофосфаты образуются в избытке кислоты, либо при  мольном соотношении (соотношении количеств веществ) реагентов 1:1.

NaOH + H3PO4  → NaH2PO4 + H2O

При мольном соотношении количества щелочи и кислоты 2:1 образуются гидрофосфаты:

2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O

В избытке щелочи, либо при мольном соотношении количества щелочи и кислоты 3:1 образуется фосфат щелочного металла.

3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O

2. Щёлочи взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются обычные соли, а в растворе – комплексные соли.

щёлочь (расплав) + амфотерный оксид = средняя соль + вода

щёлочь (расплав) + амфотерный гидроксид = средняя соль + вода

щёлочь (раствор) + амфотерный оксид = комплексная соль

щёлочь (раствор) + амфотерный гидроксид = комплексная соль

Например, при взаимодействии гидроксида алюминия с гидроксидом натрия в расплаве образуется алюминат натрия. Более кислотный гидроксид образует кислотный остаток:

NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O

А в растворе образуется комплексная соль:

NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]

Обратите внимание, как составляется формула комплексной соли: сначала мы выбираем центральный атом (как правило, это металл из амфотерного гидроксида). Затем дописываем к нему лиганды — в нашем случае это гидроксид-ионы. Число лигандов, как правило, в 2 раза больше, чем степень окисления центрального атома. Но комплекс алюминия — исключение, у него число лигандов чаще всего равно 4. Заключаем полученный фрагмент в квадртаные скобки — это комплексный ион. Определяем его заряд и снаружи дописываем нужное количество катионов или анионов.

3. Щёлочи взаимодействуют с кислотными оксидами. При этом возможно образование кислой или средней соли, в зависимости от мольного соотношения щёлочи и кислотного оксида. В избытке щёлочи образуется средняя соль, а в избытке кислотного оксида образуется кислая соль:

щёлочь(избыток) + кислотный оксид = средняя соль + вода

либо:

щёлочь + кислотный оксид(избыток) = кислая соль

Например, при взаимодействии избытка гидроксида натрия с углекислым газом образуется карбонат натрия и вода:

2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

А при взаимодействии избытка углекислого газа с гидроксидом натрия образуется только гидрокарбонат натрия:

2NaOH + CO2 = NaHCO3 

4. Щёлочи взаимодействуют с солями. Щёлочи реагируют только с растворимыми солями в растворе, при условии, что в продуктах образуется газ или  осадок. Такие реакции протекают по механизму ионного обмена.

щёлочь + растворимая соль = соль + соответствующий гидроксид

Щёлочи взаимодействуют с растворами солей металлов, которым соответствуют нерастворимые или неустойчивые гидроксиды.

Например, гидроксид натрия взаимодействует с сульфатом меди в растворе:

Cu2+SO42- + 2Na+OH = Cu2+(OH)2↓ + Na2+SO42-

Также щёлочи взаимодействуют с растворами солей аммония.

Например, гидроксид калия взаимодействует с раствором нитрата аммония:

NH4+NO3 + K+OH = K+NO3 + NH3↑ + H2O

! При взаимодействии солей амфотерных металлов с избытком щёлочи образуется комплексная соль !

Давайте рассмотрим этот вопрос подробнее. Если соль, образованная металлом, которому соответствует амфотерный гидроксид, взаимодействует с небольшим количеством щёлочи, то протекает обычная обменная реакция, и в осадок выпадает гидроксид этого металла.

Например, избыток сульфата цинка реагирует в растворе с гидроксидом калия:

ZnSO4 + 2KOH = Zn(OH)2↓ + K2SO4

Однако, в данной реакции образуется не основание, а амфотерный гидроксид. А, как мы уже указывали выше, амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочей с образованием комплексных солей. Таким образом, при взаимодействии сульфата цинка с избытком раствора щёлочи образуется комплексная соль, осадок не выпадает:

ZnSO4 + 4KOH = K2[Zn(OH)4] + K2SO4

Таким образом, получаем 2 схемы взаимодействия солей металлов, которым соответствуют амфотерные гидроксиды, с щелочами:

соль амф.металла(избыток) + щёлочь = амфотерный гидроксид↓ + соль

соль амф.металла + щёлочь(избыток) = комплексная соль + соль

5. Щёлочи взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, либо менее кислые соли.

кислая соль + щёлочь = средняя соль + вода

Например, гидросульфит калия реагирует с гидроксидом калия с образованием сульфита калия и воды:

KHSO3 + KOH = K2SO3 + H2O

Свойства кислых солей очень удобно определять, разбивая мысленно кислую соль на 2 вещества — кислоту и соль. Например, гидрокарбонта натрия NaHCO3 мы разбиваем на уольную кислоту H2CO3 и карбонат натрия Na2CO3. Свойства гидрокарбоната в значительной степени определяются свойствами угольной кислоты и свойствами карбоната натрия.

6. Щёлочи взаимодействуют с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например, железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6H2+O = 2Na[Al+3(OH)4] + 3H20

7. Щёлочи взаимодействуют с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О2 ≠

NaOH +N2 ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например, хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH +Cl20 = NaCl + NaOCl+ + H2O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH +Cl20 = 5NaCl + NaCl+5O3 + 3H2O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например, в растворе:

2NaOH +Si0 + H2+O= NaCl + Na2Si+4O3 + 2H20

Фтор окисляет щёлочи:

2F20 + 4NaO-2H = O20 + 4NaF + 2H2O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

8. Щёлочи не разлагаются при нагревании.

Исключение — гидроксид лития:

2LiOH = Li2O + H2O

 

Поделиться ссылкой:

chemege.ru

Часть 2. Оксиды, получение и свойства. Получение оксидов:

Способы получения.

Примеры.

Ограничения и примечания

1. Окисление простых веществ:

а) металлов: 2Ca + O2  2CaO

б) неметаллов:

4P + 3O2 (нед) 2P2O 3

4P + 5O2 (изб) 2P2O5

(Из S – SO2, из Fe – Fe2O3 и Fe3O4, из N2 – NO)

С кислородом не реагируют галогены, инертные газы, Au, Pt. Азот реагирует в жестких условиях (2000°C).

2. Окисление сложных веществ:

а) водородных соединений:

2S + 3O 2  2H2O + 2SO 2

б) сульфидов, карбидов, фосфидов (бинарных соединений):

2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2

Каждый элемент сложного вещества окисляется в соответствии со своими свойствами.

3. Разложение гидроксидов и солей:

а) гидроксидов (оснований и кислот):2Al(OH)3t Al2O3 + 3H2O

H2SiO3t SiO2 + H2O

б) карбонатов: СаСО3t CaO+CO2

Гидроксиды и карбонаты щелочных металлов (Na,K, Rb,Cs) не разлагаются.

4. Окисление кислородом или озоном

а) кислородом:

2СО + О2  2СО2

б) озоном:

NO + O3  NO2 + O2

Возможна, если элемент имеет несколько оксидов (сера, фосфор, углерод, азот, железо).

Свойства оксидов.

Основные оксиды – оксиды, которым соответствуют основания. Это оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2, кроме амфотерных (ZnO, BeO, SnO, PbO)

Свойства основных оксидов.

Свойства

Примеры реакций

Ограничения и примечания

1) Реакция с растворами кислот

Li2O + 2HCl= 2LiCl+ H2O

NiO + H2SO4 = NiSO4 + H2O

Кислота должна существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)

2) Реакция с водой

Li2O + H2O = 2LiOH

BaO + H2O = Ba(OH)2

(только 8 оксидов: IA группа, СаО, SrO, ВаО)

Оксид реагирует с водой, только если в результате образуется растворимый гидроксид (щелочь).

3) Реакция с кислотными и амфотерными оксидами

BaO + CO2 = BaCO3,

FeO + SO3 = FeSO4,

CuO + N2O5 = Cu(NO3) 2

СаО + SO2 = CaSO3

Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.

4) Восстановление оксида до металла или до низшего оксида:

MnO + C = Mn + CO

(при нагревании),

FeO + H2 = Fe + H2O

(при нагревании).

Fe2O3 + CO = FeO + CO2

В качестве восстановителей

используют: СО, С, водород, алюминий, магний.

С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.

5) Окисление кислородом.

4FeO + O2 = 2Fe2O3

Если металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.

Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислоты.

Кислотные оксиды при комнатной температуре бывают:

*газы (например: СО2, SO2, NO, SeO2)*жидкости (например, SO3, Mn2O7) *твердые вещества (например: B2O3, SiO2, N2O5, P2O3, P2O5, I2O5, CrO3).

Свойства кислотных оксидов.

Свойства

Примеры реакций

Примечания

1) Реакция с основа-ниями

CO2 + Ca(OH) 2 = CaCO3 + H2O

SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O (при нагревании),

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O,

N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O.

Реакция возможна со щелочами. Наиболее активные кислотные оксиды (SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.

2) Реакция с амфотер-ными и основными оксидами

CO2 + CaO = CaCO3

P2O5 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2

(при нагревании)

N2O5 + ZnO = Zn(NO3)2

Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.

3) Реакция с водой. Образуют-ся КИСЛОТЫ.

N2O3 + H2O = 2HNO2

SO2 + H2O = H2SO3

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO3 + H2O = H2SO4

Оксид реагирует с водой, если в результате образуется растворимый гидроксид. Не реагирует с водой SiO2.

4) Реакции с солями летучих кислот.

SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2

(при нагревании)

Твёрдые, нелетучие оксиды (SiO2,P2O5) вытесняют из солей летучие.

5) Окисле-ние.

2SO2 + O2 ⇆ 2SO3

Низшие оксиды окисляются до высших.

Амфотерные оксиды – оксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами.

Вещества, образуемые катионами амфотерных металлов в щелочной среде:

Степень окисления

В растворе

В расплаве

+2

(Zn, Be, Sn)

Na 2[Zn (OH) 4]

тетрагидроксоцинкат натрия

Na2ZnO2

цинкат натрия

+3

(Al, Cr, Fe*)

Na[Al(OH)4]

тетрагидроксоалюминат натрия

Na3[Al(OH)6]

гексагидроксоалюминат натрия

NaAlO2

метаалюминат натрия и

Na3AlO3

ортоалюминат натрия

*) железо не образует устойчивых гидроксокомплексов, амфотерно только в расплаве, образуя NaFeO2

СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ.

Cвойства

Примеры реакций

Примечания

1) Реагируют с кислотами, так же, как основные оксиды – образуются соли.

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 +3H2O

Только с сильными кислотами

2) Взаимодействуют с растворами щелочей – образуются растворы гидроксокомплексов.

Al2O3 + 2KOH +3H2O = 2K[Al(OH)4] или K3[Al(OH)6]

ZnO +2NaOH +H2O=Na2[Zn(OH)4]

3) Реагируют с расплавами щелочей – образуя соли, при этом проявляют свойства кислотных оксидов.

Al2O3 + 2KOH →t 2KAlO2 + H2O­ (или K3AlO3)

ZnO + 2KOH → t K2ZnO2 + H2O

4) При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.

Al2O3 + Na2CO3 t 2NaAlO2+CO2 (или Na3AlO3)

ZnO + Na2CO3 t Na2ZnO2+ CO2

studfiles.net

Основные оксиды реагируют:

  1. с водой с образованием оснований:

Na2О + H2O = 2NaОH;

CaO + H2O = Ca(OH)2;

  1. с соединениями кислотного характера (кислотными оксидами, кислотами) с образованием солей и воды:

CaO + СО2 = СаСО3;

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O;

3) с соединениями амфотерного характера:

Li2O + Al2O3 = 2Li AlO2;

3NaOH + Al(OН)3 = Na3AlO3 + 3Н2О;

Кислотные оксиды реагируют:

1) с водой с образованием кислот:

SO3 + H2O = H2SO4;

2) с соединениями основного характера (основными оксидами и основаниями) с образованием солей и воды:

SO2 + Na2O = Na2 SO3;

CO2 + 2NaОH = Na2CO3 + H2O;

  1. с соединениями амфотерного характера

СО2 + ZnO = ZnCO3;

СО2 + Zn(OH)2 = ZnСО3 + H2O;

Амфотерные оксиды проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов. Им отвечают амфотерные гидроксиды:

кислая среда щелочная среда Ве(ОН)2 ВеО Н2ВеО2

Zn(OH)2 ZnO Н2ZnО2

Аl(OН)3 Al2O3 H3AlО3 , НАlO2

Cr(OН)3 Сr2O3 HCrO2

Pb(OH)2 PbO Н2PbО2

Sn(OH)2 SnO Н2SnО2

Амфотерные оксиды взаимодействуют с соеднинениями кислого и основного характера:

ZnO + SiO2 = ZnSiO3;

ZnO + H2SiO3 = ZnSiO3 + H2O;

Al2O3 + 3Na2O = 2Na3AlO3;

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O.

Металлы с переменной валентностью могут образовывать оксиды всех трех типов. Например:

CrO основной Cr(OH)2;

Cr2O3 амфотерный Cr(OH)3;

Cr2O7 кислотный H2Cr2O7;

MnO, Mn2O3 основной;

MnO2 амфотерный;

Mn2O7 кислотный HMnO4.

  1. Основания

Основания – сложные вещества, в состав которых входят атомы металла и одна или несколько гидроксидных групп (ОН). Общая формула оснований – Ме(ОН)у , где у – число гидроксидных групп, равное валентности металла.

    1. Номенклатура

Название основания складывается из слова «гидроксид» + название металла.

Если металл имеет переменную валентность, то ее указывают в конце в скобках. Например: CuOH – гидроксид меди (I), Cu(OH)2 – гидроксид меди (II), NaОH – гидроксид натрия.

Основания (гидроксиды) являются электролитами. Электролитами называются вещества, которые в расплавах или растворах полярных жидкостей распадаются на ионы: положительно заряженные катионы и отрицательно заряженные анионы. Распад вещества на ионы на­зывается электролитической диссоциацией.

Bсe электролиты можно разделить на две группы: сильные и слабые. Сильные электролиты в водных растворах диссоциированы практически нацело. Слабые электролиты диссоциируют только частично и в растворах устанавливается динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами: NН4ОН NH4+ + ОН- .

2.2. Классификация

а) по числу гидроксидных групп в молекуле. Количество гидроксидных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и определяет кислотность основания.

Основания делятся на:

- однокислотные, молекулы которых содержат одну гидроксидную группу: NaOH, KOH, LiOH и др.;

- двухкислотные, молекулы которых содержат две гидроксидные группы: Ca(OH)2 , Fe(OH)2 и др.;

- трехкислотные, молекулы которых содержат три гидроксидные группы: Ni(OH)3 , Bi(OH)3 и др.

Двух- и трехкислотные основания называются многокислотными.

б) по силе основания делятся на:

- сильные (щелочи): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2 , Sr(OH)2 , Ba(OH)2;

- слабые: Cu(OH)2 , Fe(OH)2 , Fe(OH)3 и др.

Сильные основания растворимы в воде, а слабые – нерастворимы.

Диссоциация оснований

Сильные основания диссоциируют практически полностью:

Са(ОН)2 = Са2+ + 2ОН-.

Слабые основания диссоциируют ступенчато. При после­довательном отщеплении гидроксид-иона от многокислотных основа­ний образуются основные остатки гидроксокатионы, например:

Fe(OH)3 OH- + Fe(OH)2+ дигидроксокатионы железа;

Fe(OH)2+ OH- + FeOH2+ гидроксокатионы железа;

Fe(OH)2+ OH- + Fe3+ катионы железа.

Число основных остатков равно кислотности основания.

studfiles.net

что это такое, с чем они реагируют? :: SYL.ru

В природе существует три класса неорганических химических соединений: соли, гидроксиды и оксиды. Первые являются соединениями атома металла с кислотным остатком, к примеру, СІ-. Вторые подразделяются на кислоты и основания. Молекулы первых из них состоят из катионов Н+ и кислотного остатка, например, SO4-. Основания же имеют в своем составе катион металла, к примеру, К+, и анион в виде гидроксильной группы ОН-. А оксиды, в зависимости от своих свойств, делятся на кислотные и основные. О последних мы и расскажем в этой статье.

Определение

Основные оксиды — это вещества, состоящие из двух химических элементов, одним из которых обязательно является оксиген, а вторым — металл. При добавлении воды к веществам этого типа образуются основания.

Химические свойства основных оксидов

Вещества данного класса в первую очередь способны вступать в реакцию с водой, вследствие которой получается основание. Для примера можно привести следующее уравнение: СаО + Н2О = Са(ОН)2.

Реакции с кислотами

Если основные оксиды смешать с кислотами, можно получить соли и воду. К примеру, если к оксиду калия добавить хлоридную кислоту, получим хлорид калия и воду. Уравнение реакции будет выглядеть таким образом: К2О + 2НСІ = 2КСІ + Н2О.

Взаимодействие с кислотными оксидами

Такого рода химические реакции приводят к образованию солей. Например, если к оксиду кальция добавить углекислый газ, получим карбонат кальция. Данную реакцию можно выразить в виде следующего уравнения: СаО + СО2 = СаСО3. Подобного рода химическое взаимодействие может произойти только под воздействием высокой температуры.

Амфотерные и основные оксиды

Эти вещества также могут взаимодействовать между собой. Это происходит, потому что первые из них имеют свойства как кислотных, так и основных оксидов. В результате подобных химических взаимодействий образуются сложные соли. Для примера приведем уравнение реакции, которая происходит при смешивании оксида калия (основного) с оксидом алюминия (амфотерным): К2О + АІ2О3 = 2КАІО2. Полученное при этом вещество называется алюминат калия. Если смешать те же реагенты, но еще и добавить воду, то реакция пройдет следующим образом: К2О + АІ2О3 + 4Н2О = 2К[Al(OH)4]. Вещество, которое образовалось, называется тетрагидроксоалюминат калия.

Физические свойства

Разнообразные основные оксиды весьма отличаются друг от друга по физическим свойствам, однако все они в основном при нормальных условиях пребывают в твердом агрегатном состоянии, имеют высокую температуру плавления.

Давайте рассмотрим каждое химическое соединение по отдельности. Оксид калия выглядит как твердое вещество светло-желтого цвета. Плавится при температуре +740 градусов по шкале Цельсия. Оксид натрия представляет собой бесцветные кристаллы. Превращаются в жидкость при температуре +1132 градуса. Оксид кальция представлен белыми кристаллами, которые плавятся при +2570 градусах. Диоксид железа выглядит как черный порошок. Принимает жидкое агрегатное состояние при температуре +1377 градусов Цельсия. Оксид магния похож на соединение кальция — это также кристаллы белого цвета. Плавится при +2825 градусах. Оксид лития представляет собой прозрачные кристаллы с температурой плавления +1570 градусов. Данное вещество обладает высокой гигроскопичностью. Оксид бария выглядит так же, как и предыдущее химическое соединения, температура, при которой оно принимает жидкое состояние, чуть выше — +1920 градусов. Оксид ртути — порошок оранжево-красного цвета. При температуре +500 градусов по Цельсию данное химическое вещество разлагается. Оксид хрома — это порошок темно-красной расцветки с такой же температурой плавления, как и у соединения лития. Оксид цезия обладает такой же окраской, как и ртути. Разлагается под воздействием солнечной энергии. Оксид никеля — кристаллы зеленого цвета, превращаются в жидкость при температуре +1682 градуса по шкале Цельсия. Как видите, физические свойства всех веществ данной группы обладают многими общими чертами, хотя и имеют некоторые различия. Оксид купрума (меди) выглядит как кристаллы, обладающие черной окраской. В жидкое агрегатное состояние переходит при температуре +1447 градус по Цельсию.

Как добывают химические вещества этого класса?

Основные оксиды можно получить путем проведения реакции между металлом и кислородом под воздействием высокой температуры. Уравнение такого взаимодействия выглядит следующим образом: 4К + О2 = 2К2О. Второй способ получения химических соединений данного класса — разложение нерастворимого основания. Уравнение можно записать так: Са(ОН)2 = СаО + Н2О. Для осуществления подобного рода реакции необходимы специальные условия в виде высоких температур. Кроме того, основные оксиды также образуются при разложении определенных солей. Примером может служить такое уравнение: СаСО3 = СаО + СО2. Таким образом, образовался еще и кислотный оксид.

Использование основных оксидов

Химические соединения данной группы находят широкое применение в различных отраслях промышленности. Далее рассмотрим использование каждого из них. Оксид алюминия применяют в стоматологии для изготовления зубных протезов. Его также используют при производстве керамики. Оксид кальция является одним из компонентов, участвующих в изготовлении силикатного кирпича. Также он может выступать в роли огнеупорного материала. В пищевой промышленности это добавка Е529. Оксид калия — один из ингредиентов минеральных удобрений для растений, натрия — используется в химической промышленности, в основном при получении гидроксида этого же металла. Оксид магния также применяют в пищевой отрасли, в качестве добавки под номером Е530. Кроме того, он является средством против повышения кислотности желудочного сока. Оксид бария применяется в химических реакциях в качестве катализатора. Диоксид железа используют в производстве чугуна, керамики, красок. Он также является пищевым красителем по номером Е172. Оксид никеля придает стеклу зеленый цвет. Кроме того, он используется в синтезе солей и катализаторов. Оксид лития — один из компонентов в производстве некоторых видов стекла, он повышает прочность материала. Соединение цезия выступает в роли катализатора для проведения некоторых химических реакций. Оксид купрума, как и некоторые другие, находит свое применение в изготовлении специальных видов стекла, а также для получения чистой меди. При производстве красок и эмалей он используется в качестве пигмента, придающего синий цвет.

Вещества данного класса в природе

В естественной среде химические соединения этой группы встречаются в виде минералов. В основном это кислотные оксиды, но среди других также они встречаются. К примеру, соединение алюминия — корунд. В зависимости от присутствующих в нем примесей, он может быть различного цвета. Среди вариаций на основе АІ2О3 можно выделить рубин, который имеет красную расцветку, и сапфир — минерал, обладающий синей окраской. Это же химическое вещество можно встретить в природе и в виде глинозема. Соединение купрума с оксигеном встречается в природе в виде минерала тенорита.

Заключение

В качестве вывода можно сказать, что все вещества, рассмотренные в данной статье, обладают похожими физическими и аналогичными химическими свойствами. Они находят свое применение во многих отраслях промышленности — от фармацевтической до пищевой.

www.syl.ru

Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов.

Прежде чем рассуждать о химических свойствах оснований и амфотерных гидроксидов, давайте четко определим, что же это такое?

1) К основаниями или основным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +1 либо +2, т.е. формулы которых записываются либо как MeOH , либо как Me(OH)2. Однако существуют исключения. Так, гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2 к основаниям не относятся.

2) К амфотерным гидроксидам относят гидроксиды металлов в степени окисления +3,+4, а также в качестве исключений гидроксиды Zn(OH)2, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2. Гидроксиды металлов в степени окисления +4, в заданиях ЕГЭ не встречаются, поэтому рассмотрены не будут.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних соле1:

Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Например:

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000oC:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с сильными кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с такими кислотами, как H2S, H2SO3 и H2СO3 ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO3, P2O5, N2O5):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)3, не реагируют с кислотными оксидами SO2 и СO2.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

scienceforyou.ru

Урок 31. Оксиды – HIMI4KA

В уроке 31 «Оксиды» из курса «Химия для чайников» познакомимся с оксидами их классификацией, а также узнаем где они встречаются в природе.

Все неорганические вещества делятся на несколько классов, важнейшими из которых являются оксиды, кислоты, основания и соли. Первоначальные сведения об этих веществах вы уже получили. Теперь вам предстоит познакомиться с ними более подробно и систематизировать свои знания.

Вы уже знаете, что самым распространенным элементом на Земле является кислород. Его атомы, соединяясь с атомами других элементов, образуют огромное количество сложных неорганических веществ, среди которых важное место занимают оксиды.

Состав оксидов

В состав любого оксида входят атомы двух химических элементов, один из которых — кислород, например: Н2О, Al2O3, Р2О5, CuO, Cl2O7. Всего известно около трехсот разных оксидов. Их общая химическая формула — ЭxOy, где буква Э обозначает символ химического элемента, образующего оксид, О — символ кислорода, а буквы x и y — индексы, обозначающие число атомов в молекулах или в формульных единицах оксидов.

Поскольку валентность атомов кислорода в оксидах всегда равна II, а валентность атомов других элементов принимает значения от I до VIII, состав оксидов выражается формулами, приведенными в следующей таблице.

Классификация оксидов

Поскольку оксидов известно очень много, возникает необходимость классификации этих веществ по их химическим свойствам, т. е. по способности превращаться в другие вещества.

Вы уже знаете, что оксиды могут реагировать с водой, превращаясь при этом в соединения двух типов — кислоты и основания. Так, например, оксид фосфора(V) P2O5, присоединяя воду, превращается в кислоту H3PO4:

а оксид кальция CaO, взаимодействуя с водой, превращается в основание Ca(OH)2:

Иначе говоря, оксиду фосфора соответствует кислота, а оксиду кальция соответствует основание. Исходя из этого, оксиды можно разделить на две большие группы — кислотные и основные оксиды.

К кислотным относятся оксиды, которым соответствуют кислоты. Наряду с Р2О5, кислотными являются также оксиды: CO2, SiO2, SO2, N2O5, SO3 и некоторые другие. Всем им соответствуют кислоты.

К основным относятся оксиды, которым соответствуют основания. Кроме СaO, основными являются оксиды: Na2O, K2O, BaO, FeO, CuO и ряд других. Всем этим оксидам соответствуют основания.

Оксиды в природе

Оксиды содержатся в каждой из трех оболочек нашей планеты — в атмосфере, гидросфере, литосфере.

Самым распространенным оксидом в атмосфере и гидросфере является вода H2O, а в литосфере — оксид кремния(IV) SiO2, встречающийся в виде красивых кристаллов кварца (рис. 116) и кварцевого песка.

Краткие выводы урока:

  1. Оксиды делятся на кислотные и основные. Кислотным оксидам соответствуют кислоты, а основным — основания.
  2. Оксиды широко распространены в природе.

Надеюсь урок 31 «Оксиды» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

himi4ka.ru

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *