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:

(Fe^IIFe₂^III)O₄, (Pb₂^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 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 O^–IIH, 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:

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