Beo na2o – BeO + Na2O = Na2BeO2

Оксиды. Классификация, свойства, получение, применение.

Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор, который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.

Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.

Классификация оксидов

Все оксиды,  по способности образовать соли, можно разделить на две группы:

1. Солеобразующие оксиды (CO₂, N₂O₅,Na₂O, SO₃ и т. д.)
2. Несолеобразующие оксиды(CO, N₂O,SiO, NO и т. д.)

В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:

• Основные оксиды  — (Оксиды металлов — Na₂O, CaO, CuO и т д)
• Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления  V-VII — Mn₂O₇,CO₂, N₂O₅, SO₂, SO₃ и т д)
• Амфотерные оксиды (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)

Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов,

после названия оксиды, в скобках указывается валентность.

CO₂ – оксид углерода (IV)

N₂O₃ – оксид  азота (III)

Физические свойства оксидов

Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н₂О), так и газами (СО₂, SO₃) или твёрдыми веществами (Al₂O₃, Fe₂O₃). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н₂О, СО) и белой (ZnO, TiO₂) до зелёной (Cr₂O₃) и даже чёрной (CuO).

Химические свойства оксидов

• Основные оксиды

Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:

• Кислотные оксиды

Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:

• Амфотерные оксиды

Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:

Получение оксидов

Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.

Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований :Взаимодействие некоторых металлов с водой:

Применение оксидов

Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO₃ используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.

Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

Оксид кремния SiO₂ является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr₂O₃ применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).

Оксид углерода CO₂, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.

in-chemistry.ru

Оксиды Классификация + свойства

Оксиды.

Это – сложные вещества состоящие из ДВУХ элементов, один из которых кислород. Например:

CuO– оксид меди(II)

AI₂O₃– оксид алюминия

SO₃– оксид серы (VI)

Оксиды делятся (их классифицируют) на 4 группы:

1). Основные – Это оксидыметаллов. Если степень окисления < 4. Например:

Na₂O– Оксид натрия

СаО – Оксид кальция

Fe₂O₃– оксид железа (III)

2). Кислотные– Это оксидынеметаллов. А иногда и металлов если степень окисления металла > 4. Например:

СО₂– Оксид углерода (IV)

Р₂О₅– Оксид фосфора (V)

SO₃– Оксид серы (VI)

3). Амфотерные– Это оксиды которые имеют свойства , как основных так и кислотных оксидов. Необходимо знать пять наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов:

BeO–оксид бериллия

ZnO– Оксид цинка

AI₂O₃– Оксид алюминия

Cr₂O₃– Оксид хрома (III)

Fe₂O₃– Оксид железа (III)

4). Несолеобразующие (безразличные)– Это оксиды которые не проявляют свойств ни основных, ни кислотных оксидов. Необходимо запомнить три оксида:

СО – оксид углерода (II) угарный газ

NO– оксид азота (II)

N₂O– оксид азота (I) веселящий газ, закись азота

Способы получения оксидов.

1). Горение, т.е. взаимодействие с кислородом простого вещества:

4Na + O₂ = 2Na₂O

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

2). Горение, т.е. взаимодействие с кислородом сложного вещества (состоящего из

двух элементов) при этом образуются два оксида.

2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂

3). Разложение трех слабых кислот. Другие не разлагаются. При этом образуются – кислотный оксид и вода.

Н₂СО₃ = Н₂О + СО₂

Н₂SO₃ = H₂O + SO₂

H₂SiO₃ = H₂O + SiO₂

4). Разложение нерастворимых оснований. Образуются основный оксид и вода.

Mg(OH)₂ = MgO + H₂O

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O

5). Разложение нерастворимых

солей. Образуются основный оксид и кислотный оксид.

СаСО₃ = СаО + СО₂

МgSO₃ = MgO + SO₂

Химические свойства.

I. Основных оксидов.

1). Взаимодействие с водой, при этом должна образоваться щелочь.

Na₂O + H₂O = 2NaOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

СuO + H₂O = реакция не протекает, т.к. возможное основание в состав которого входит медь — нерастворимо

2). Взаимодействие с кислотами, при этом образуется соль и вода. (Основный оксид и кислоты реагируют ВСЕГДА )

К₂О + 2НСI = 2KCl + H₂O

CaO + 2HNO₃ = Ca(NO₃)₂ + H₂O

3). Взаимодействие с кислотными оксидами, при этом образуется соль.

Li₂O + CO₂ = Li₂CO₃

3MgO + P₂O₅ = Mg₃(PO₄)₂

4). Взаимодействие с водородом, при этом образуется металл и вода.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂ = 2Fe + 3H₂O

II. Кислотных оксидов.

1). Взаимодействие с водой, при этом должна образоваться кислота. (Только SiO₂ не взаимодействует с водой)

CO₂ + H₂O = H₂CO₃

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

2). Взаимодействие с растворимыми основаниями (щелочами). При этом образуется соль и вода.

SO₃ + 2KOH = K₂SO₄ + H₂O

N₂O₅ + 2KOH = 2KNO₃ + H₂O

3). Взаимодействие с основными оксидами. При этом образуется только соль.

N₂O₅ + K₂O = 2KNO₃

Al₂O₃ + 3SO₃ = Al₂(SO₄)₃

Основные упражнения.

1). Закончить уравнение реакции. Определить её тип.

К₂О + Р₂О₅ =

Решение.

Что бы записать, что образуется в результате – необходимо определить – какие вещества вступили в реакцию – здесь это оксид калия (основный) и оксид фосфора (кислотный) согласно свойств – в результате должна получиться СОЛЬ (смотри свойство № 3) а соль состоит из атомов металлов (в нашем случае калия) и кислотного остатка в состав которого входит фосфор (т.е. РО₄^-3 – фосфат) Поэтому

3К₂О + Р₂О₅ = 2К₃РО₄

тип реакции – соединение (так как вступают в реакцию два вещества, а образуется – одно)

2). Осуществить превращения (цепочка).

1 2 3 4

Са → СаО → Са(ОН)₂ → СаСО₃ → СаО

Решение

Для выполнения этого упражнения необходимо помнить, что каждая стрелочка это одно уравнение (одна химическая реакция). Пронумеруем каждую стрелочку. Следовательно, необходимо записать 4 уравнения. Вещество записанное слева от стрелочки(исходное вещество) вступает в реакцию, а вещество записанное справа – образуется в результате реакции(продукт реакции). Расшифруем первую часть записи:

Са → СаО

Са + …..→ СаО Мы обращаем внимание, что вступает в реакцию простое вещество, а образуется оксид. Зная способы получения оксидов ( № 1 ) приходим к выводу, что в данной реакции необходимо добавить –кислород (О₂)

2Са + О₂ → 2СаО

Переходим к превращению № 2

СаО → Са(ОН)₂

СаО + ……→ Са(ОН)₂

Приходим к выводу , что здесь необходимо применить свойство основных оксидов – взаимодействие с водой, т.к. только в этом случае из оксида образуется основание.

СаО + Н₂О → Са(ОН)₂

Переходим к превращению № 3

Са(ОН)₂ → СаСО₃

Сa(OH)₂ + ….. = CaCO₃ + …….

Приходим к выводу, что здесь речь идет об углекислом газе СО₂ т.к. только он при взаимодействии со щелочами образует соль (смотри свойство № 2 кислотных оксидов)

Сa(OH)₂ + СО₂ = CaCO₃ + Н₂О

Переходим к превращению № 4

СаСО₃ → СаО

СаСО₃= ….. СаО + ……

Приходим к выводу что здесь образуется еще СО₂ , т.к. СаСО₃ нерастворимая соль и именно при разложении таких веществ образуются оксиды.

СаСО₃ = СаО + СО₂

3). С какими из перечисленных веществ взаимодействует СО₂ . Напишите уравнения реакций.

А). Соляная кислота Б). Гидроксид натрия В). Оксид калия г). Вода

Д). Водород Е). Оксид серы (IV).

Решение.

Определяем, что СО₂ – это кислотный оксид. А кислотные оксиды вступают в реакции с водой, щелочами и основными оксидами … Следовательно из приведенного списка выбираем ответы Б, В, Г И именно с ними записываем уравнения реакций:

1). СО₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

2). CO₂ + K₂O = K₂CO₃

3). CO₂ + H₂O = H₂CO₃

studfiles.net

Общая характеристика оксидов — урок. Химия, 8–9 класс.

Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород.  

В оксидах химический элемент кислород находится в степени окисления \(–2\).

 

Оксиды — весьма распространённый в природе класс соединений. Они находятся в воздухе, распространены в гидросфере и литосфере.

 

Примеры оксидов:

 

h3O — оксид водорода, или вода.

На Земле вода встречается во всех трёх агрегатных состояниях — газообразном (водяной пар), жидком и твёрдом (лёд, снег). На долю воды также приходится большая часть массы живых организмов.

 

 

CO2 — оксид углерода(\(IV\)), двуокись углерода или углекислый газ.

Как вы уже знаете, углекислый газ нужен зелёным растениям для фотосинтеза. Оксид углерода(\(IV\)), находящийся в твёрдом агрегатном состоянии, называют сухим льдом.

 

 

 

CO — оксид углерода(\(II\)), угарный газ.

Примесь этого очень ядовитого вещества может содержаться в воздухе. Основным источником загрязнения является транспорт. Угарный газ образуется в результате неполного сгорания топлива. Этот же оксид образуется и во время пожаров.

 

 

Fe2O3 — оксид железа(\(III\)).

В природе этот оксид встречается в виде минерала гематита. Он составляет основу руды, называемой красным железняком.

 

 

SiO2 — оксид кремния.

В природе встречается в виде кварцевого песка, кварца, горного хрусталя.

 

Классификация оксидов

Оксиды принято группировать в зависимости от их способности реагировать с кислотами и основаниями. Различают три важнейшие группы оксидов: основные, кислотные и амфотерные. Их относят к солеобразующим оксидам. Существуют также оксиды, которые называют несолеобразующими.

 

• Основные оксиды.

Основными называют оксиды, которые реагируют с кислотами, образуя соль и воду.

Основные оксиды образуются химическими элементами — металлами. Как правило, степень окисления элемента, образующего основной оксид, является невысокой: \(+1\) или \(+2\).

Примеры основных оксидов:

оксид натрия Na2O, оксид меди(\(II\)) CuO.

 

• Кислотные оксиды.

Кислотными называют оксиды, которые реагируют с основаниями, образуя соль и воду.

Кислотные оксиды образуют элементы — неметаллы. Например, оксид серы(\(VI\)) SO3, оксид азота(\(IV\)) NO2.

Также кислотные оксиды могут быть образованы металлическими химическими элементами, в которых те проявляют степень окисления от \(+5\) до \(+8\). Например, оксид хрома(\(VI\))  CrO3 и оксид марганца(\(VII\)) Mn2O7.

 

• Амфотерные оксиды.

Амфотерными называют оксиды, которые реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.

Амфотерные свойства проявляет оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2O3, оксид бериллия BeO.

 

Если металлический элемент имеет переменную валентность (проявляет несколько степеней окисления), то из всех образуемых им оксидов амфотерными свойствами обладают те, в которых этот элемент имеет промежуточную валентность (промежуточную степень окисления).

Например, хром может быть двухвалентен, трёхвалентен и шестивалентен.

Амфотерными свойствами обладает именно оксид хрома (\(III\)) Cr2O3.

 

• Несолеобразующие оксиды.

Несолеобразующими называют оксиды, которые при обычных условиях не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями.

Примеры несолеобразующих оксидов: оксид углерода(\(II\)), или угарный газ CO, оксид азота(\(I\)), или веселящий газ N2O, и оксид азота(\(II\)) NO.

 

Номенклатура оксидов

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже.

Например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия.

 

Если элемент, образующий оксид, имеет переменную степень окисления (или валентность), то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела).

Например: Cu2O — оксид меди(\(I\)), CuO — оксид меди(\(II\)), FeO — оксид железа(\(II\)), Fe2O3 — оксид железа(\(III\)), Cl2O7 — оксид хлора(\(VII\)).

  

Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, или моноокисью, если два — диоксидом, или двуокисью, если три — то триоксидом, или трёхокисью и т. д.

Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода CO2, триоксид серы SO3.

 

Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например, угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д.

www.yaklass.ru

BeO + NaOH = ? уравнение реакции

В результате сплавления оксида бериллия с гидроксидом натрия (реакцию проводят в температурном диапазоне ) (BeO + NaOH = ?) происходит образование метабериллата натрия и воды. Данная реакция возможна благодаря наличию у оксида бериллия амфотерных свойств. Молекулярное уравнение реакции имеет вид:

   

Записать уравнение в ионном виде в данном случае не предоставляется возможным, поскольку реакция протекает не в растворе, а в твердой фазе.
Гидроксид натрия является сильным основанием. Он представляет собой бесцветное гигроскопичное вещество, легко расплывающееся на воздухе и постепенно превращающееся в карбонат. Гидроксид натрия прекрасно растворим в воде, хорошо растворим в этаноле. Спиртовой раствор является сильным основанием, так как в нем присутствует этилат-ион:

   

Растворение гидроксида натрия в воде сопровождается выделение большого количества теплоты из-за высокой энергии гидратации. Образует устойчивый гидрат, который выделен из него в твердом виде.
Гидроксид натрия плавится без разложения.
Взаимодействие гидроксида натрия с кислотами и кислотными оксидами приводит к образованию солей. Практически важным является образование формиата натрия при взаимодействии угарного газа с расплавом едкого натра:

   

Имеет огромное промышленное применение. Его получают в больших количествах путем электролиза раствора хлорида натрия с инертным анодом и диафрагмой, разделяющей катодное и анодное пространство. Для получения чистой щелочи используют ртутный анод. При этом атомы натрия, образующиеся при восстановлении ионов , свзяываются в амальгаму, которую затем разрушают водой, выделяя гидроксид натрия. Для обезвоживания (удаления гидратной воды) щелочь расплавляют, затем гранулируют, выливая тонкой струей на железные листы.

ru.solverbook.com

Амфотерные соединения | Дистанционные уроки

05-Дек-2014 | комментария 4 | Лолита Окольнова

и их свойства

 

 

 Автор статьи — Саид Лутфуллин

Химия – это всегда единство противоположностей.

Посмотрите на периодическую систему.

Некоторые элементы (почти все металлы, проявляющие степени окисления +1 и +2) образуют основные оксиды и гидроксиды. Например, калий образует оксид K₂O, и гидроксид KOH. Они проявляют основные свойства, например взаимодействуют с кислотами.

K2O + HCl → KCl + h3O

Некоторые элементы (большинство неметаллов и металлы со степенями окисления +5, +6, +7) образуют кислотные оксиды и гидроксиды. Кислотные гидроксиды – это кислородсодержащие  кислоты, их называют гидроксидами, потому что в строении есть гидроксильная группа, например, сера образует кислотный оксид SO₃ и кислотный гидроксид H₂SO₄ (серную кислоту):

Такие соединения проявляют кислотные свойства, например они реагируют с основаниями:

h3SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2h3O

А есть элементы, образующие такие оксиды и гидроксиды, которые проявляют и кислотные, и основные свойства. Это явление называется амфотерностью. Таким оксидам и гидроксидам и будет  приковано наше внимание в этой статье. Все амфотерные оксиды и гидроксиды — твердые вещества, нерастворимые в воде.

Для начала, как определить является ли оксид или гидроксид амфотерным? Есть правило, немного условное, но все-таки пользоваться им можно:

Амфотерные гидроксиды и оксиды образуются металлами, в степенях окисления +3 и +4, например (Al₂O₃, Al(OH)₃, Fe₂O₃, Fe(OH)₃)

И четыре исключения: металлы Zn, Be, Pb, Sn образуют следующие оксиды и гидроксиды: ZnO, Zn(OH)₂, BeO, Be(OH)₂, PbO, Pb(OH)₂, SnO, Sn(OH)₂, в которых проявляют степень окисления +2, но не смотря на это, эти соединения проявляют амфотерные свойства.

Наиболее часто встречающиеся амфотерные оксиды (и соответствующие им гидроксиды): ZnO, Zn(OH)₂, BeO, Be(OH)₂, PbO, Pb(OH)₂, SnO, Sn(OH)₂, Al₂O₃, Al(OH)₃, Fe₂O₃, Fe(OH)₃, Cr₂O₃, Cr(OH)₃.

Свойства амфотерных соединений запомнить не сложно: они взаимодействуют с кислотами и щелочами.

• с взаимодействием с кислотами все просто, в этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как основные:

 

Оксиды:

 

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

BeO + HNO₃ → Be(NO₃)₂ + H₂O

 

Точно так же реагируют гидроксиды:

 

Fe(OH)₃ + 3HCl → FeCl₃ + 3H₂O

 

Pb(OH)₂ + 2HCl → PbCl₂ + 2H₂O

 

• С взаимодействием со щелочами немного сложнее. В этих реакциях амфотерные соединения ведут себя как кислоты, и продукты реакции могут быть различными, все зависит от условий.

Или реакция происходит в растворе, или реагирующие вещества берутся твердые и сплавляются.

 

Разберем на примере гидроксида цинка. Как уже говорилось ранее, амфотерные соединения взаимодействуя с основными, ведут себя как кислоты. Вот и запишем гидроксид цинка Zn(OH)₂ как кислоту. У кислоты водород спереди, вынесем его: H₂ZnO₂. И реакция щелочи с гидроксидом будет протекать как будто он – кислота. «Кислотный остаток» ZnO₂^2- двухвалентный:

 

2KOH_(тв.) + H₂ZnO_2(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + 2H₂O

 

Полученное вещество K₂ZnO₂ называется метацинкат калия (или просто цинкат калия). Это вещество – соль калия и гипотетической «цинковой кислоты» H₂ZnO₂ (солями такие соединения называть не совсем правильно, но для собственного удобства мы про это забудем). Только гидроксид цинка записывать вот так: H₂ZnO₂ – нехорошо. Пишем как обычно Zn(OH)₂, но подразумеваем (для собственного удобства), что это «кислота»:

 

2KOH_(тв.) + Zn(OH)_2(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + 2H₂O

 

С гидроксидами, в которых 2 группы ОН, все будет так же как и с цинком:

 

Be(OH)_2(тв.) + 2NaOH_(тв.) (t,сплавление)→ 2H₂O + Na₂BeO₂ (метабериллат натрия, или бериллат)

 

Pb(OH)_2(тв.) + 2NaOH_(тв.) (t,сплавление)→ 2H₂O + Na₂PbO₂ (метаплюмбат натрия, или плюмбат)

 

С амфотерными гидроксидов с тремя группами OH (Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃) немного иначе.

 

Разберем на примере гидроксида алюминия: Al(OH)₃, запишем в виде кислоты: H₃AlO₃, но в таком виде не оставляем, а выносим оттуда воду:

 

H₃AlO₃ – H₂O → HAlO₂ + H₂O.

 

Вот с этой «кислотой» (HAlO₂) мы и работаем:

 

HAlO₂ + KOH → H₂O + KAlO₂ (метаалюминат калия, или просто алюминат)

Но гидроксид алюминия вот так HAlO₂ записывать нельзя, записываем как обычно, но подразумеваем там «кислоту»:

Al(OH)_3(тв.) + KOH_(тв.) (t,сплавление)→ 2H₂O + KAlO₂(метаалюминат калия)

 

То же самое и с гидроксидом хрома:

 

Cr(OH)₃ → H₃CrO₃ → HCrO₂

 

Cr(OH)_3(тв.) + KOH_(тв.) (t,сплавление)→ 2H₂O + KCrO₂(метахромат калия,

 

НО НЕ ХРОМАТ, хроматы – это соли хромовой кислоты).

 

С гидроксидами содержащими четыре группы ОН точно так же: выносим вперед водород и убираем воду:

 

Sn(OH)₄ → H₄SnO₄ → H₂SnO₃

 

Pb(OH)₄ → H₄PbO₄ → H₂PbO₃

 

Следует помнить, что свинец и олово образуют по два амфотерных гидроксида: со степенью окисления +2 (Sn(OH)₂, Pb(OH)₂), и +4 (Sn(OH)₄, Pb(OH)₄).

 

И эти гидроксиды будут образовывать разные «соли»:

 

Степень окисления	+2		+4
Формула гидроксида	Sn(OH)2	Pb(OH)2	Sn(OH)4	Pb(OH)4
Формула гидроксида в виде кислоты	H2SnO2	H2PbO2	H2SnO3	H2PbO3
Соль (калиевая)	K2SnO2	K2PbO2	K2SnO3	K2PbO3
Название соли	станнИТ	блюмбИТ	метастаннАТ	метаблюмбАТ

 

Те же принципы, что и в названиях обычных «солей», элемент в высшей степени окисления – суффикс АТ, в промежуточной – ИТ.

 

Такие «соли» (метахроматы, метаалюминаты, метабериллаты, метацинкаты и т.д.) получаются не только в результате взаимодействия щелочей и амфотерных гидроксидов. Эти соединения всегда образуются, когда соприкасаются сильноосновный «мир» и амфотерный (при сплавлении). То есть точно так же как и амфотерные гидроксиды со щелочами будут реагировать и амфотерные оксиды, и соли металлов, образующих амфотерные оксиды (соли слабых кислот). И вместо щелочи можно взять сильноосновный оксид, и соль металла, образующего щелочь (соль слабой кислоты).

 

 

Взаимодействия:

 Запомните, реакции, приведенные ниже, протекают при сплавлении.

1. Амфотерного оксида с сильноосновным оксидом:

 

ZnO_(тв.) + K₂O_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ (метацинкат калия, или просто цинкат калия)

 

2. Амфотерного оксида со щелочью:

ZnO_(тв.) + 2KOH_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + H₂O↑

 

3. Амфотерного оксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

 

ZnO_(тв.)+ K₂CO_3(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑

 

4. Амфотерного гидроксида с сильноосновным оксидом:

 

Zn(OH)_2(тв.) + K₂O_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + H₂O↑

 

5. Амфотерного гидроксида со щелочью:

 

Zn(OH)_2(тв.) + 2KOH_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + 2H₂O↑

 

6. Амфотерного гидроксида с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

 

Zn(OH)_2(тв.) + K₂CO_3(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑ + H₂O↑

 

7. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с сильноосновным оксидом:

 

ZnCO_3(тв.) + K₂O_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑

 

8. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение со щелочью:

 

ZnCO_3(тв.) + 2KOH_(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + CO₂↑ + H₂O↑

 

9. Соли слабой кислоты и металла, образующего амфотерные соединение с солью слабой кислоты и металла, образующего щелочь:

ZnCO_3(тв.)+ K₂CO_3(тв.) (t,сплавление)→ K₂ZnO₂ + 2CO₂↑

 

Ниже представлена информация по солям амфотерных гидроксидов, красным помечены наиболее встречающиеся в ЕГЭ.

 

Оксид	Гидроксид	Гидроксид в виде кислоты	Кислотный остаток	Соль	Название соли
BeO	Be(OH)2	H2BeO2	BeO22-	K2BeO2	Метабериллат (бериллат)
ZnO	Zn(OH)2	H2ZnO2	ZnO22-	K2ZnO2	Метацинкат (цинкат)
Al2O3	Al(OH)3	HAlO2	AlO2—	KAlO2	Метаалюминат (алюминат)
Fe2O3	Fe(OH)3	HFeO2	FeO2—	KFeO2	Метаферрат (НО НЕ ФЕРРАТ)
SnO	Sn(OH)2	H2SnO2	SnO22-	K2SnO2	СтаннИТ
PbO	Pb(OH)2	H2PbO2	PbO22-	K2PbO2	БлюмбИТ
SnO2	Sn(OH)4	H2SnO3	SnO32-	K2SnO3	МетастаннАТ (станнат)
PbO2	Pb(OH)4	H2PbO3	PbO32-	K2PbO3	МетаблюмбАТ (плюмбат)
Cr2O3	Cr(OH)3	HCrO2	CrO2—	KCrO2	Метахромат (НО НЕ ХРОМАТ)

 

 

 

В ЕГЭ это называют «растворением гидроксида алюминия (цинка, бериллия и т.д.) щелочи». Это обусловлено способностью металлов в составе амфотерных гидроксидов в присутствии избытка гидроксид-ионов (в щелочной среде) присоединять к себе эти ионы. Образуется частица с металлом (алюминием, бериллием и т.д.) в центре, который окружен гидроксид-ионами. Эта частица становится отрицательно-заряженной (анионом) за счет гидроксид-ионов, и называться этот ион будет гидроксоалюминат, гидроксоцинкат, гидроксобериллат и т.д.. Причем процесс может протекать по-разному металл может быть окружен разным числом гидроксид-ионов.

 

Мы будем рассматривать два случая: когда металл окружен четырьмя гидроксид-ионами, и когда он окружен шестью гидроксид-ионами.

 

Запишем сокращенное ионное уравнение этих процессов:

 

Al(OH)₃ + OH^— → Al(OH)₄^—

 

Образовавшийся ион называется Тетрагидроксоалюминат-ион. Приставка «тетра-» прибавляется, потому что гидроксид-иона четыре. Тетрагидроксоалюминат-ион имеет заряд -, так как алюминий несет заряд 3+, а четыре гидроксид-иона 4-, в сумме получается -.

 

Al(OH)₃ + 3OH^— → Al(OH)₆^3-

 

Образовавшийся в этой реакции ион называется гексагидроксоалюминат ион. Приставка «гексо-» прибавляется, потому что гидроксид-иона шесть.

 

Прибавлять приставку, указывающую на количество гидроксид-ионов обязательно. Потому что если вы напишете просто «гидроксоалюминат», не понятно, какой ион вы имеете в виду: Al(OH)₄^— или Al(OH)₆^3-.

 

При взаимодействии щелочи с амфотерным гидроксидом в растворе образуется соль. Катион которой – это катион щелочи, а анион – это сложный ион, образование которого мы рассмотрели ранее. Анион заключается в квадратные скобки.

 

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат калия)

 

Al(OH)₃ + 3KOH → K₃[Al(OH)₆] (гексагидроксоалюминат калия)

 

Какую именно (гекса- или тетра-) соль вы напишете как продукт – не имеет никакого значения. Даже в ответниках ЕГЭ написано: «…K₃[Al(OH)₆] (допустимо образование K[Al(OH)₄]». Главное не забывайте следить, чтобы все индексы были верно проставлены. Следите за зарядами, и имейте ввиду, что сумма их должна быть равна нулю.

 

Кроме амфотерных гидроксидов, со щелочами реагируют амфотерные оксиды. Продукт будет тот же. Только вот если вы запишете реакцию вот так:

 

Al₂O₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]

 

Al₂O₃ + NaOH → Na₃[Al(OH)₆]

 

Но эти реакции у вас не уравняются. Надо добавить воду в левую часть, взаимодейтсиве ведь происходит в растворе, воды там дотаточно, и все уравняется:

 

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

 

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Al(OH)₆]

 

Помимо амфотерных оксидов и гидроксидов, с растворами щелочей взаимодействуют некоторые особо активные металлы, которые образуют амфотерные соединения. А именно это: алюминий, цинк и бериллий. Чтобы уравнялось, слева тоже нужна вода. И, кроме того, главное отличие этих процессов – это выделение водорода:

 

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

 

2Al + 6NaOH + 6H₂O → 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂↑

 

В таблице ниже приведены наиболее распространенные в ЕГЭ примеры свойства амфотерных соединений:

 

Амфотерное вещество	Соль	Название соли	Реакции
Al Al2O3 Al(OH)3	Na[Al(OH)4]	Тетрагидроксоалюминат натрия	Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
	Na3[Al(OH)6]	Гексагидроксоалюминат натрия	Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6] Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6] 2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na3[Al(OH)6] + 3H2↑
Zn ZnO Zn(OH)2	K2[Zn(OH)4]	Тетрагидроксоцинкат натрия	Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2[Zn(OH)4] ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4]+ H2↑
	K4[Zn(OH)6]	Гексагидроксоцинкат натрия	Zn(OH)2 + 4NaOH → Na4[Zn(OH)6] ZnO + 4NaOH + H2O → Na4[Zn(OH)6] Zn + 4NaOH + 2H2O → Na4[Zn(OH)6]+ H2↑
Be BeO Be(OH)2	Li2[Be(OH)4]	Тетрагидроксобериллат лития	Be(OH)2 + 2LiOH → Li2[Be(OH)4] BeO + 2LiOH + H2O → Li2[Be(OH)4] Be + 2LiOH + 2H2O → Li2[Be(OH)4]+ H2↑
	Li4[Be(OH)6]	Гексагидроксобериллат лития	Be(OH)2 + 4LiOH → Li4[Be(OH)6] BeO + 4LiOH + H2O → Li4[Be(OH)6] Be + 4LiOH + 2H2O → Li4[Be(OH)6]+ H2↑
Cr2O3 Cr(OH)3	Na[Cr(OH)4]	Тетрагидроксохромат натрия	Cr(OH)3 + NaOH → Na[Cr(OH)4] Cr2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Cr(OH)4]
	Na3[Cr(OH)6]	Гексагидроксохромат натрия	Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6] Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Cr(OH)6]
Fe2O3 Fe(OH)3	Na[Fe(OH)4]	Тетрагидроксоферрат натрия	Fe(OH)3 + NaOH → Na[Fe(OH)4] Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Fe(OH)4]
	Na3[Fe(OH)6]	Гексагидроксоферрат натрия	Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3[Fe(OH)6] Fe2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Fe(OH)6]

 

Полученные в этих взаимодействиях соли реагируют с кислотами, образуя две другие соли (соли данной кислоты и двух металлов):

2Na₃[Al(OH)₆] + 6H₂SO₄ → 3Na₂SO₄ + Al₂(SO₄)₃ + 12H₂O

Вот и все! Ничего сложного. Главное не путайте, помните что образуется при сплавлении, что в растворе. Очень часто задания по этому вопросу попадаются в B части.

Еще на эту тему:

Обсуждение: «Амфотерные соединения»

(Правила комментирования)

distant-lessons.ru

Ответы к упражнениям § 2. Химия 9 класс.

Упражнение: 1 Почему для получения амфотерного гидроксида из раствора соли переходного элемента раствор щелочи приливают по каплям? При добавлении в раствор хлорида цинка по каплям раствора гидроксида натрия вначале происходит реакция образования нерастворимого гидроксида цинка и хлорида натрия. 1. ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2 + 2NaCl Если, после того как весь хлорид цинка вступит в реакцию продолжать приливать гидроксид натрия, то он начинает взаимодействовать с только что образованным гидроксидом цинка. Образуется цинкат натрия и вода. 2. Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O. Поэтому для получения гидроксида цинка необходимо добавлять по каплям раствор щелочи, чтобы получить нерастворимый осадок Zn(OH)2 (реакция №1), но не допустить протекания реакции №2.

Упражнение: 3 Приведите по два молекулярных уравнения реакций, соответствующих сокращенным ионным уравнениям: а) Be(OH)2 + 2H+ → Be2+ + 2H2O; б) Be(OH)2 + 2OH— → BeO22- + 2H2O а) Be(OH)2 + 2H+ → Be2+ + 2H2O; 1. Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O; 2. Be(OH)2 + 2HNO3 = Be(NO3)2 + 2H2O; б) Be(OH)2 + 2OH— → BeO22- + 2H2O; 1. Be(OH)2 + 2NaOH= Na2BeO2 + 2H2O; 2. Be(OH)2 + 2KOH= K2BeO2 + 2H2O;

Упражнение: 2 Запишите уравнения реакций для следующих превращений: Первую реакцию рассмотрите с позиций окисления-восстановления.

1. 2Be + O2 = 2BeO 2. BeO + H2SO4 = BeSO4 + 2H2O; 3. BeO + 2KOHизб. = K2BeO2 + H2O; 4. BeO + 2HNO3 = Be(NO3)2 + H2O 5. Be(NO3)2 + 2KOH = Be(OH)2 + 2KNO3 6. Be(OH)2 + 2KOHнед. = K2BeO2 + 2H2O 7.Be(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Упражнение: 4 Докажите, что амфотерность подтверждает относительность деления элементов на металлы и неметаллы. Амфотерность подтверждает относительный характер деления элементов на металлы и неметаллы, потому что амфотерные оксиды и гидроксиды в зависимости от условий проявляют или кислотные или основные свойства. А элементы образующие амфотерные оксиды и гидроксиды называют переходными.

reshebnikxim.narod.ru

Внеклассный урок — Основные оксиды

Основные оксиды

 

Основные оксиды – это оксиды, которым в качестве гидроксида соответствуют основания.

Основные оксиды образуют только металлы и, как правило, в степени окисления +1 и +2 (исключение: BeO,  ZnO,  SnO,  PbO).

 

                       Na₂O    ⇒     NaOH

                                      гидроксид натрия-

                                     основный гидроксид

                                           (основание)

 

                       CaO   ⇒    Ca(OH)₂

                                    гидроксид кальция-

                                   основный гидроксид

                                         (основание)

 

Основные оксиды взаимодействуют:

1. С кислотами, образуя соль и воду:

Основный оксид  +  Кислота  =  Соль  +  Вода

Например:

                      MgO  + 2HCl  =  MgCl₂  +  H₂O.

В ионно-молекулярных уравнениях формулы оксидов записывают в молекулярном виде:

                      MgO  + 2H⁺  + 2Cl^–  =  Mg²⁺  + 2Cl^–  + H₂O

                      MgO  + 2H⁺  = Mg²⁺  + H₂O

 

2. С кислотными оксидами, образуя соли:

Основный оксид  +  Кислотный оксид  =  Соль

Например:

                      CaO  + N₂O₅  =  Ca(NO₃)₂

В подобных уравнениях трудно составить формулу продукта реакции. Чтобы узнать, какая кислота соответствует данному оксиду, надо мысленно прибавить к кислотному оксиду воду и затем уже вывести формулу искомой кислоты:

                      N₂O₅  +  (H₂O)  →   H₂N₂O₆

Если в полученной формуле все индексы четные, то их надо сократить на 2. В нашем случае выходит: HNO₃. Соль этой кислоты и является продуктом реакции. Итак:

 2+                         2+                                        2+                             2+                         2+
CaO  + N₂O₅  =  CaO  + N₂O₅  + (H₂O)  =  CaO  + H₂N₂O₆ =  CaO  + HNO₃ = Ca(NO₃)₂^–

 

3. С водой. Но с водой реагируют только оксиды, образованные щелочными (Li₂O,  Na₂O, K₂O и т.д) и щелочно-земельными металлами (CaO,  SrO,  BaO), так как продуктами этих реакций являются растворимые основания (щелочи).

Например:

             CaO  + H₂O  = Ca(OH)₂.

Чтобы из формулы оксида вывести формулу соответствующего ему основания, воду можно записать в виде: H⁺ — OH ^– и показать, как один ион водорода H⁺ из молекулы воды соединяется с ионом кислорода из оксида CaO и образует гидроксид-ион OH ^–. Итак:

                      CaO  + H₂O  =  CaO  +  H⁺ — OH ^– =  Ca(OH)₂.

 

raal100.narod.ru

No related posts.