Химические свойства кислотных оксидов 


Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Химические свойства кислотных оксидов



Кислотные оксиды:

а) непосредственно соединяются с водой (за исключением SiO2), образуя кислоты

SO3+H2O=H2SO4;

N2O5+H2O=2HNO3.

б) взаимодействуют с основными оксидами и гидроксидами, образуя соли

CO2+CaO=CaCO3

CO2+Ca(OH)2=CaCO3+H2O

в) реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами

SO3+ZnO=ZnSO4

SO3+Zn(OH)2=ZnSO4+H2O.

г) кислотные оксиды взаимодействуют и с кислотами, но при этом соли не образуют

 

SiO2+4HF=SiF4+2H2O

CrO3+H2CrO4=H2CrO7.

 

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 PbO; амфотерные оксиды Ga2O3, SnO и PbO2 получают другими способами.

С водой непосредственно амфотерные оксиды не взаимодействуют.

Химические свойства амфотерных оксидов

а) По отношению к кислотам и кислотным оксидам амфотерные оксиды ведут себя подобно оснóвным, образуя с ними соли:

BeO+2HNO3=Be(NO3)2+H2O

BeO+N2O5=Be(NO3)2

Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2O.

б) Амфотерные оксиды проявляют также кислотные свойства, взаимодействуя с водными растворами щелочей, при сплавлении с оксидами, гидроксидами или карбонатами активных металлов:

ZnO+2KOH+H2O=K2[Zn(OH)4]

ZnO+2KOH=K2ZnO2+H2O

Al2O3+Ca(OH)2=Ca(AlO2)2+H2O

Fe2O3+K2CO3=KFeO2+CO2

Следует отметить, что в одних амфотерных оксидах больше проявляется основной характер, в других – кислотный, в третьих основной и кислотный характер проявляются приблизительно одинаково. Из этого следует, что некоторые амфотерные оксиды могут вступать в реакции, взаимодействуя друг с другом, например:

ZnO+Al2O3=Zn(AlO2)2.

 

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:

(FeIIFe2III)O4, (Pb2IIPbIV)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 оснóвных, кислотных и амфотерных оксидов), например CO, NO, N2O, SiO, S2O.

 

Получение оксидов.

Оксиды получают несколькими способами.

а) Взаимодействием простых веществ с кислородом

2Са+О2=2СаО.

Простые вещества при нагревании часто окисляются с выделением света и теплоты. Такой процесс называют горением:

C+O2=CO2

б) При окислении сложных веществ образуются оксиды элементов, входящих в состав исходного сложного вещества:

2H2S+3O2=2H2O+2SO2

в) Разложением нитратов, карбонатов, гидроксидов:

2Cu(NO3)2=2CuO+4NO2+O2

CaCO3=CaO+CO2

Cu(OH)2=CuO+H2O

г) Окислением металлов оксидами других элементов. На подобных реакциях основана металлотермия – восстановление металлов из их оксидов более активными металлами:

2Al+Cr2O3=2Cr+Al2O3

д) Разложением высших оксидов или доокислением низших оксидов

4CrO3=2Cr2O3+3O2

4FeO+O2=2Fe2O3

2CO+O2=2CO2

 

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

Гидроксиды

 

Оснóвные Кислотные Амфотерные

 

Оснóвные гидроксиды (основания) образованы элементами с металлическими свойствами.

Получаются по реакциям соответствующих оснóвных оксидов с водой:

M2O+H2O=2MOH (M=Li, Na, K, Rb, Cs)

MO+H2O=M(OH)2 (M=Ca, Sr, Ba)

И с к л ю ч е н и е: 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+H2O

M(OH)2=MO+H2O (M=Mg, Ca, Sr, Ba, Cu, Ni)

Количество гидроксид-ионов в основании, которые способны замещаться кислотными остатками с образованием солей, определяет его кислотность. Поэтому основания могут быть однокислотными, двухкислотными, трехкислотными, четырехкислотными. Поскольку с увеличением степени окисления элемента основные свойства ослабевают, известно небольшое количество оснований с кислотностью больше трех.

Многокислотные основания диссоциируют ступенчато:

Mg(OH)2 (MgOH)++OH-; (MgOH)+ Mg2++OH

По растворимости в воде различают:

а) основания, растворимые в воде – щелочи. К ним относятся: LiOH, NaOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2, TlOH, NH4OH, [Cu(NH3)4](OH)2;

б) основания, нерастворимые в воде, например, Cu(OH)2, Fe(OH)3, Cr(OH)3 и др.

В водных растворах основания изменяют окраску индикаторов: фиолетовый лакмус синеет, бесцветный фенолфталеин становится малиновым, метиловый оранжевый – желтым.

Все основания, как правило, вещества твердые, имеющие различную окраску; так, Cu(OH)2 голубого цвета, Fe(OH)3 красно-бурого.

 

Получение оснóвных гидроксидов (оснований)

а) Взаимодействием активных металлов с водой

2Na+2HOH=2NaOH+H2;

б) растворением в воде соответствующих оксидов

CaO+H2O=Ca(OH)2;

в) электролизом растворов солей (обычно галогенидов) активных металлов.

г) нерастворимые в воде основания получают действием на их растворимые соли щелочами:

MnCl2+2KOH=Mn(OH)2+2KCl

FeSO4+2NaOH=Fe(OH)2+Na2SO4

д) реакции взаимодействия растворов солей металлов со щелочами можно использовать и для получения некоторых щелочей:

Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3

 



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-08-26; просмотров: 679; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.232.169.110 (0.009 с.)