Какие свойства имеют оксиды и гидроксиды металлов
Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода в степни окисления – 2 и какого-нибудь другого элемента.
Оксиды могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма распространён в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ – это оксиды.
Они бывают солеобразующими и несолеобразующие.
Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
В результате химических реакций можно получать и другие соли:
CuO + SO3 → CuSO4.
Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N2O, NO.
Солеобразующие оксиды в свою очередь бывают 3-х типов: основными (от слова «основание»), кислотными и амфотерными.
Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. К основным оксидам относятся, например, Na2O, K2O, MgO, CaO и т.д.
Химические свойства основных оксидов
1. Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:
Na2O + H2O → 2NaOH.
2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли
Na2O + SO3 → Na2SO4.
3. Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.
4. Реагируют с амфотерными оксидами:
Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.
Если в составе оксидов в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность (обычно проявляют от IV до VII), то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды, относящие к классу кислот. Это, например, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 и т.д. Кислотные оксиды растворяются в воде и щелочах, образуя при этом соль и воду.
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:
SO3 + H2O → H2SO4.
Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO2 и др.).
2. Реагируют с основанными оксидами с образованием соли:
CO2 + CaO → CaCO3
3. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:
CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.
В состав амфотерного оксида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка ZnO может быть как основанием, так и кислотой (Zn(OH)2 и H2ZnO2). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства.
Химические свойства амфотерных оксидов
1. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.
2. Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль – цинкат натрия и воду:
ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.
При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:
ZnO + 2 NaOH + H2O => Na2[Zn(OH)4].
Координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц: атомов или инов в молекуле или кристалле. Для каждого амфотерного металла характерно свое координационное число. Для Be и Zn – это 4; Для и Al – это 4 или 6; Для и Cr – это 6 или (очень редко) 4;
Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.
Остались вопросы? Хотите знать больше об оксидах?
Чтобы получить помощь репетитора – зарегистрируйтесь.
Первый урок – бесплатно!
Зарегистрироваться
© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.
Источник
Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород со степенью окисления -2. При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.
В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).
Двойные оксиды — это некоторые оксиды , образованные элементом с разными степенями окисления.
Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.
Кислотные оксиды — это оксиды, характеризующиеся кислотными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов.
Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.
Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N2O и SiO.
Классификация оксидов
Тренировочные тесты по теме Классификация оксидов.
Получение оксидов
Общие способы получения оксидов:
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:
1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.
Например, алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:
4Al + 3O2 → 2Al2O3
Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.
Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na2O2,
2Na + O2 → 2Na2O2
Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO2:
K + O2 → KO2
Примечания: металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):
4Fe + 3O2 → 2Fe2O3
4Cr + 3O2 → 2Cr2O3
Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):
3Fe + 2O2 → Fe3O4
1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.
Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.
Например, фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):
4P + 5O2(изб.) → 2P2O5
4P + 3O2(нед.) → 2P2O3
Но есть некоторые исключения.
Например, сера сгорает только до оксида серы (IV):
S + O2 → SO2
Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:
2SO2 + O2 = 2SO3
Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000оС), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):
N2 + O2 = 2NO
Не окисляется кислородом фтор F2 (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl2, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).
2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.
При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.
Например, при сжигании пирита FeS2 образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV):
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
Сероводород горит с образованием оксида серы (IV) при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:
2H2S + 3O2(изб.) → 2H2O + 2SO2
2H2S + O2(нед.) → 2H2O + 2S
А вот аммиак горит с образованием простого вещества N2, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:
4NH3 + 3O2 →2N2 + 6H2O
А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).
гидроксид → оксид + вода
Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):
H2CO3 → H2O + CO2
H2SO3 → H2O + SO2
NH4OH → NH3 + H2O
2AgOH → Ag2O + H2O
2CuOH → Cu2O + H2O
При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:
H2SiO3 → H2O + SiO2
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей.
Например, нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:
Li2CO3 → CO2 + Li2O
CaCO3 → CaO + CO2
Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:
2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2
Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.
Химические свойства оксидов
Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.
Химические свойства основных оксидов
Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:
Химические свойства основных оксидов.
Химические свойства кислотных оксидов.
Химические свойства амфотерных оксидов.
Источник
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:
- Солеобразующие оксиды (CO2, N2O5,Na2O, SO3 и т. д.)
- 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.
Источник
В зависимости от степени окисления металла оксиды и гидроксиды металлов могут проявлять основные, амфотерные и кислотные свойства.
Mn+2O
Mn(OH)2
основный
Mn2+3 O3
Mn(OH)3
амфотерный
Mn+4O2
Mn(OH)4
амфотерный
Mn+6O3
H2MnO4
кислотный
Mn2+7O7
HMnO4
кислотный
С получением и применением металлов связывают развитие цивилизации («бронзовый век», «железный век»). Развитие научно-технического прогресса, потребности общества послужили толчком для создания сплавов на основе титана, молибдена, вольфрама и других металлов для увеличения коррозионной стойкости, для придания особой твердости, тугоплавкости, устойчивости в агрессивных средах. В большинство сплавов входят самый используемый на сегодняшний день металл – железо и «молодые» металлы – алюминий и магний. Каждый сплав не есть простая сумма свойств его компонентов.
Задания для самостоятельного выполнения
1. Осуществите следующие превращения:
MgH2àMg(OH)2àMgOàMgàMgSO4àMg(NO3)2àMgOHNO3
2. Составьте уравнения взаимодействия металлического бария с простыми веществами: кремний, бром, газообразный азот, селен, кислород, газообразный водород. Укажите степени окисления атомов в продуктах реакций. Назовите продукты реакций.
3. Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия металлического алюминия со следующими веществами: раствор серной кислоты, раствор гидроксида калия, раствор хлорида марганца (II), газообразный хлор, кристаллическая сера, оксид бария, оксид железа (III).
4. Определите массу марганца, восстановленного при взаимодействии 26,2 г оксида марганца (IV) алюминием массой 10,2 г.
5. Алюминиевые стружки поместили в растворы ацетата натрия и ацетата цинка. Составьте уравнения протекающих реакций. Какие признаки реакций вы будете наблюдать.
СРАВНЕНИТЕЛЬНАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ
I – III ГРУПП ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП
ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.
АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Рассмотрите сравнительную характеристику щелочных и щелочноземельных металлов, представленную в таблице 6:
Таблица 6
Сравнительная характеристика щелочных и щелочноземельных металлов
| Щелочные металлы | Щелочноземельные металлы | |
| Положение в периодической системе | I группа главная подгруппа Li Na K Rb Cs Fr | II группа главная подгруппа Ca Sr Ba Ra |
| Строение атома | 1 валентный электрон на внешнем уровне n S1 | 2 валентных электрона на внешнем уровне n S2 |
| Нахождение в природе и получение | В природе встречаются в виде солей, получают электролизом расплава соединений | В природе встречаются в виде солей, получают электролизом расплава соединений |
| Химические свойства | В соединениях Ме+1 Самые активные металлы, восстановительные свойства самые высокие | В соединениях Ме+2 Активные металлы. Менее активные по сравнению с щелочными металлами |
Металлы хранят под слоем масла или керосина, чтобы не допустить контакта с водой и воздухом. Металлы пожароопасны. При их воспламенении нельзя тушить водой, так как с водой вступают в реакцию. Щелочные и щелочноземельные металлы тушат порошковым огнетушителем или песком.
На воздухе и в кислороде образуют пероксиды (кроме лития)
2 K + O2 = K2O2
(как побочный продукт – оксид)
На воздухе и в кислороде образуют оксиды
2Ca + O2 = 2CaO
(как побочный продукт – пероксиды СаО2)
Втесняют водород из воды и растворов кислот-неокислителей.
Не взаимодействуют с растворами щелочей. Не вытесняют менее активные металлы из растворов солей, так как реагируют с водой, а не с солью.
Гидриды – белые твердые вещества, подвергаются гидролизу с выделением газообразного водорода
KH + H2O = KOH + H2↑
BaH2 + H2O = Ba(OH)2 + H2↑
Оксиды и гидроксиды основного характера, растворимые в воде вещества белого цвета.
Соли
NaCl – поваренная соль
Na2CO3 – сода кальцинированная
NaHCO3 – сода питьевая
Na2SiO3 – жидкое стекло, силикатный клей
K2CO3 –поташ, древесная зола
СaCO3 – известняк, мел
СaSO4 · 2H2O – гипс
2CaSO4 · H2O –алебастр
(основа строительных материалов)
Растворимые соли кальция обеспечивают жесткость воды. Временную или карбонатную жесткость устраняют кипячением
t
Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + H2O + CO2↑
Некарбонатную жесткость устраняют переводом солей кальция в нерастворимый карбонат с помощью соды, поташа.
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
Алюминий
Алюминий – самый распространенный металл в земной коре. Изучение свойств алюминия интересно, во-первых, с целью повторения свойств амфотерных соединений, а во-вторых, с целью демонстрации влияния защитной оксидной пленки на свойства металлов.
Получение алюминия возможно только электролизом, т.е. разложением электрическим током оксида алюминия.
2Al2O3 = 4Al + 3O2
Для понижения температуры плавления оксида алюминия (от 20500 С до 9500 С) к оксиду алюминия добавляют криолит Na3[AlF6].
Алюминий – активный металл, сильный восстановитель, он расположен в первой четверти ряда напряжений металлов, но в силу наличия на поверхности металла очень тонкой, но прочной оксидной пленки, алюминий вступает во взаимодействие при повышенной температуре. С водой реагирует только в случае удаления оксидной пленки (например, путем образования амальгамы с металлической ртутью).
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
С растворами кислот алюминий реагирует, на первый взгляд, медленно, несколько секунд признаков реакции не наблюдается. В это время происходит растворение оксидной пленки в кислотах. На холоде алюминий не реагирует с концентрированными кислотами-окислителями H2SO4 иHNO3. Эти кислоты пассивируют металл, наращивая толщину оксидной пленки.
Алюминий образует амфотерные оксид и гидроксид. Следовательно, металл, его оксид и гидроксид должны взаимодействовать с кислотами и щелочами.
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑
(механизм взаимодействия рассматривался на занятии № 13)
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
t
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
в растворе тетрагидроксоалюминат натрия
Задание 1. Осуществите превращение по предложенной схеме:
NaOHà Naà Na2SO4àNaClàNaOHàNaAlO2àAl(OH)3à Al2O3
1) NaOH à Na Существует единственный способ получения щелочных и щелочноземельных металлов и алюминия – электролиз расплавасоединения этого металла.
элек. ток
4 NaOH à 4Na + O2 + 2H2O
(на первый взгляд кажется, что должны получить металлический натрий и молекулы ОН, но устойчивых молекул ОН не существует, они перегруппировываются по схеме 4ОН = 2Н2О + О2)
2) Na à Na2SO4 Натрий – активный металл, он расположен в ряду активности металлов до водорода, следовательно, взаимодействует с кислотами
Na + H2SO4 = Na2SO4 + H2↑
3) Na2SO4 à NaCl К сульфату натрия необходимо добавить соединение, содержащее хлорид-ионы Cl-, но так как и сульфат и хлорид натрия растворимы в воде, в правой части уравнения необходимо получить осадок (осадить сульфат-ионы). В противном случае реакция практически будет неосуществима.
Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓
4) NaCl à NaOH При электролизе растворов солей щелочных металлов получить металл нельзя (используют расплав соли), выделяется газообразный водород, катионы металла остаются в растворе, образуя щелочи. (Тема «Электролиз» в данном пособии не рассматривается)
элек. ток
2NaCl +2H2O = H2↑ + Cl2 + 2NaOH
5) NaOH à NaAlO2 В продукте появляются атомы алюминия – металла, образующего амфотерные соединения, следовательно, и оксид и гидроксид алюминия могут реагировать с гидроксдом натрия.
t
NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O
6) NaAlO2 à Al(OH)3 Алюминат натрия, полученный действием щелочи, можно разрушить, «нейтрализуя» эту щелочь.
NaAlO2 + HCl + H2O = NaCl + Al(OH)3↓
7)Al(OH)3 à Al2O3 Нерастворимые гидроксиды металлов разрушаются при нагревании.
t
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
ЗАНЯТИЕ 13
Источник