У какого из оксидов более выражены основные свойства pbo или sno
Задача 777.
Чем объяснить сходство химических свойств лантаноидов?
Решение:
Семейство лантаноидов (или лантанидов) состоит из четырнадцати f – элементов с порядковыми номерами от 58 до 71, сходны по своим химическим и физическим свойствам друг к другу.
Задача 777.
Чем объяснить сходство химических свойств лантаноидов?
Решение:
Семейство лантаноидов (или лантанидов) состоит из четырнадцати f – элементов с порядковыми номерами от 58 до 71, сходны по своим химическим и физическим свойствам друг к другу. Сходство их химических свойств можно объяснить отсутствием у атомов существенных различий в структуре внешнего и предвнешнего электронных слоёв. Характерной особенностью построения электронных оболочек атомов лантаноидов является то, что при переходе к последующему f – элементу (от Ce до Lu) новый электрон занимает место не во внешнем (n = 5), а в ещё более глубоко расположенном третьем снаружи электронном слое (n = 4). Заполнение 5d – подуровня, начатое у лантана, возобновляется у гафния (Z = 72) и заканчивается у ртути (Z = 80).
Электронная структура атома церия может быть представлена формулой:
+58Сe1s22p63s23p63d104s24p64d104f25s25p65s2
Далее у каждого последующего лантаноида до иттербия (Z = 70) происходит заполнение f–подуровня очередным электроном, а у атома лютеция (Z = 71) появляется электрон на 5d-подуровне.
Задача 778.
С каким элементом более сходен молибден по свойствам с селеном или с хромом? Чем это объясняется?
Решение:
Наружный электронный слой атома молибдена содержит один s – электрон, атом хрома тоже содержит один s – электрон на наружном электронном слое, а у атома селена содержится шесть электронов (два s – и четыре р – электрона). Содержание по одному электро-ну на внешнем электронном уровне у атомов молибдена и хрома, естественно, сходство их свойств (металлические свойства) и отличие этих элементов от элементов главной подгруппы VI-й группы, в том числе от селена. Электронная конфигурация атомов молибдена и хрома имеет вид: …nd5ns1, а атома селена: …ns2np4.
Максимальная степень окисления молибдена равна +6, так как, помимо наружных электронов, в образовании связей может участвовать ещё пять неспаренных электронов с 4d – подуровня, точно также проявляет себя и атом хрома. Молибден и хром образует связи, только отдавая электроны, в то время как атом селена образует связи за счёт s- и р – электронов. К тому же атом селена может проявлять степень окисления -2, т.е. проявляет себя как типичный неметалл.
Задача 779.
Исходя из положения элементов в периодической системе, определить: а) у какого из гидроксидов — Sn(OH)2 или РЬ(ОН)2 более выражены основные свойства; б) какая из солей гидролизуется в большей степени: станнат натрия или плюмбат натрия; в) какой из оксидов является более сильным окислителем: SnO2 или РЬО2?
Решение:
а) Исходя из положения элементов в периодической системе, более выражены основные свойства у Pb(OH)2, чем у Sn(OH)2, так как в группах с ростом зарядов ядра атомов кислотные свойства гидроксидов уменьшается, а основные – усиливаются. Pb(OH)2, и Sn(OH)2 – амфотерные гидроксиды, но основные свойства более выражены у Pb(OH)2, чем у Sn(OH)2.
б) Так как в группах с ростом заряда атомных ядер кислотные свойства гидроксидов уменьшаются, то кислота H2PbO3 будет слабее кислоты H2SnO3, поэтому плюмбат натрия гидролизуется в большей степени, чем станат натрия. Гидролиз Na2PbO3, как соли сильного основания и слабой кислоты протекает по аниону:
PbO32- + H2O ↔ HPbO3- + HO-
или в молекулярной форме:
Na2PbO3 + H2O ↔ NaHPO3 + NaOH
в) В группах с ростом зарядов атомов элементов окислительные свойства оксидов и гидроксидов уменьшаются, поэтому SnO2 более сильный окислитель, чем PbO2.
Задача 780. Какими химическими свойствами обладает искусственно полученный элемент с порядковым номером 87? С каким из элементов периодической системы он наиболее сходен?
Решение:
Искусственно полученный элемент с порядковым номером 87 (франций) на внешнем электронном слое имеет один электрон (7s1). Имея на внешнем электронном слое только один электрон, находящийся на сравнительно большом удалении от ядра. Атом этого элемента довольно легко отдаёт свой единственный валентный электрон, т.е. характеризуется низкой энергией ионизации (I = 0,280 эВ). Образующийся при этом однозарядный ион имеет устойчивую электронную структуру благородного газа (атома радона). Лёгкость отдачи внешнего электрона характеризует этот элемент как наиболее типичный представитель металлов. Подобное строение имеют щелочные металлы, из которых наиболее сходен с францием цезий.
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
Оксиды – это бинарные соединения элемента с кислородом, находящимся в степени окисления (-2). Оксиды являются характеристическими соединениями для химических элементов. Неслучайно Д.И. Менделеев при составлении периодической таблицы ориентировался на стехиометрию высшего оксида и объединял в одну группу элементы с одинаковой формулой высшего оксида. Высший оксид – это оксид, в котором элемент присоединил максимально возможное для него количество кислородных атомов. В высшем оксиде элемент находится в своей максимальной (высшей) степени окисления. Так, высшие оксиды элементов VI группы, как неметаллов S, Se, Te, так и металлов Cr, Mo, W, описываются одинаковой формулой ЭО3. Все элементы группы проявляют наибольшее сходство именно в высшей степени окисления. Так, например, все высшие оксиды элементов VI группы – кислотные.
Оксиды – это самые распространенные соединения в металлургических технологиях.
Многие металлы находятся в земной коре в виде оксидов. Из природных оксидов получают такие важные металлы, как Fe, Mn, Sn, Cr.
В таблице приведены примеры природных оксидов, используемых для получения металлов.
Ме Оксид Минерал Fe Fe2O3 и Fe3O4 Гематит и магнетит Mn MnO2 пиролюзит Cr FeO .Cr2O3 хромит Ti TiO2 и FeO .TiO2 Рутил и ильменит Sn SnO2 Касситерит Оксиды являются целевыми соединениями в ряде металлургических технологий. Природные соединения предварительно переводят в оксиды, из которых затем восстанавливают металл. Например, природные сульфиды Zn, Ni, Co, Pb, Mo обжигают, превращая в оксиды.
2ZnS + 3O2 = 2 ZnO + 2SO2
Природные гидроксиды и карбонаты подвергают термическому разложению, приводящему к образованию оксида.
2MeOOH = Me2O3 + H2O
MeCO3 = MeO + CO2
Кроме того, поскольку металлы, находясь в окружающей среде, окисляются кислородом воздуха, а при высоких температурах, характерных для многих металлургических производств, окисление металлов усиливается, необходимы знания о свойствах получаемых оксидов.
Приведенные выше причины объясняют, почему при обсуждении химии металлов оксидам уделяется особое внимание.
Среди химических элементов металлов – 85, и многие металлы имеют не по одному оксиду, поэтому класс оксидов включает огромное количество соединений, и эта многочисленность делает обзор их свойств непростой задачей. Тем не менее, постарается выявить:
- общие свойства, присущие всем оксидам металлов,
- закономерности в изменениях их свойств,
- выявим химические свойства оксидов, наиболее широко используемых в металлургии,
- приведем некоторые из важных физических характеристик оксидов металлов.
Оксиды металлов различаются стехиометрическим соотношением атомов металла и кислорода. Эти стехиометрические соотношения определяют степень окисления металла в оксиде.
В таблице приведены стехиометрические формулы оксидов металлов в зависимости от степени окисления металла и указано, какие именно металлы способны образовывать оксиды данного стехиометрического типа.
Помимо таких оксидов, которые в общем случае могут быть описаны формулой МеОХ/2, где Х – это степень окисления металла, существуют также оксиды, содержащие металл в разных степенях окисления, например, Fe3O4, а также, так называемые, смешанные оксиды, например, FeO .Cr2O3.
Не все оксиды металлов имеют постоянный состав, известны оксиды переменного состава, например, TiOx, где x = 0,88 – 1,20; FeOx, где x = 1,04 – 1,12 и др.
Оксиды s-металлов имеют только по одному оксиду. Металлы p- и d- блоков, как правило, имеют несколько оксидов, исключение Al, Ga, In и d-элементы 3 и 12 групп.
Оксиды типа MeO и Ме2О3 образуют почти все d-металлы 4 периода. Для большинства d-металлов 5 и 6 периодов характерны оксиды, в которых металл, находится в высоких степенях окисления ³ 4. Оксиды типа МеО, образуют только Cd, Hg и Pd; типа Me2O3, помимо Y и La, образуют Au, Rh; серебро и золото образуют оксиды типа Ме2O.
Стехиометрические типы оксидов металлов
Степень окисления Тип оксида Металлы, образующие оксид +1 Me2O Металлы 1 и 11 групп +2 MeO Все d-металлы 4 периода (кроме Sc), все металлы 2 и 12 групп, а также Sn, Pb; Cd, Hg и Pd +3 Me2O3 Почти все d-металлы 4 периода (кроме Cu и Zn), все металлы 3 и 13 групп, Au, Rh +4 MeO2 Металлы 4 и 14 групп и многие другие d-металлы: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, Pt +5 Me2O5 Металлы 5 и 15 групп +6 MeO3 Металлы 6 группы +7 Me2O7 Металлы 7 группы +8 MeO4 Os и Ru 
Подавляющее большинство оксидов металлов при обычных условиях – это твердые кристаллические вещества. Исключение – кислотный оксид Mn2O7 (это жидкость темно-зеленого цвета). Лишь очень немногие кристаллы кислотных оксидов металлов имеют молекулярную структуру, это кислотные оксиды с металлом в очень высокой степени окисления: RuO4, OsO4, Mn2O7, Tc2O7, Re2O7.
В самом общем виде структуру многих кристаллических оксидов металлов можно представить как регулярное трехмерное расположение кислородных атомов в пространстве, в пустотах между кислородными атомами находятся атомы металлов. Поскольку кислород – это очень электроотрицательный элемент, он перетягивает часть валентных электронов от атома металла, преобразуя его в катион, а сам кислород переходит в анионную форму и увеличивается в размерах за счет присоединения чужих электронов. Крупные кислородные анионы образуют кристаллическую решетку, а в пустотах между ними размещаются катионы металлов. Только в оксидах металлов, находящихся в небольшой степени окисления и отличающихся небольшим значение электроотрицательности, связь в оксидах можно рассматривать как ионную. Практически ионными являются оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. В большинстве оксидов металлов химическая связь оказывается промежуточной между ионной и ковалентной. С повышением степени окисления металла вклад ковалентной составляющей возрастает.
Кристаллические структуры оксидов металлов
Координационные числа металлов в оксидах
Металл в оксидах характеризуется не только степенью окисления, но и координационным числом, указывающим, какое количество кислородных атомов он координирует.
Очень распространенным в оксидах металлов является координационное число 6, в этом случае катион металла находится в центре октаэдра, образованного шестью кислородными атомами. Октаэдры так упаковываются в кристаллическую решетку, чтобы выдерживалось стехиометрическое соотношение атомов металла и кислорода. Так в кристаллической решетке оксида кальция, координационное число кальция равно 6. Кислородные октаэдры с катионом Ca2+ в центре так объединяются между собой, что каждый кислород оказывается в окружении шести атомов кальция, т.е. кислород принадлежит одновременно 6 атомам кальция. Говорят, что такой кристалл имеет координацию (6, 6). Первым указывается координационное число катиона, а вторым аниона. Таким образом формулу оксида СаО следовало бы записать
СаО6/6 ≡ СаО.
В оксиде TiO2 металл также находится в октаэдрическом окружении кислородных атомов, часть кислородных атомов соединяется противоположными ребрами, а часть вершинами. В кристалле рутила TiO2 координация (6, 3) означает, что кислород принадлежит трем атомам титана. Атомы титана образуют в кристаллической решетке рутила прямоугольный параллепипед.Кристаллические структуры оксидов достаточно разнообразны. Металлы могут находиться не только в октаэдрическом окружении из кислородных атомов, но и в тетраэдрическом окружении, например в оксиде BeO ≡ BeO4|4. В оксиде PbO, также имеющем координацию кристалла (4,4), свинец оказывается в вершине тетрагональной призмы, в основании которой находятся атомы кислорода.
Атомы металла могут находиться в разном окружении кислородных атомов, например в октаэдрических и в тетраэдрических пустотах, и металл при этом оказывается в разных степенях окисления, как например, в магнетите Fe3O4 ≡ FeO . Fe2O3.
Дефекты в кристаллических решетках объясняют непостоянство состава некоторых оксидов.
Представление о пространственных структурах позволяет понять причины образования смешанных оксидов. В пустотах между кислородными атомами могут находиться атомы не одного металла, а двух разных, как например,
в хромите FeO .Cr2O3.Некоторые физические свойства оксидов металлов
Подавляющее большинство оксидов при обычной температуре это твердые вещества. Они имеют меньшую плотность, чем металлы.
Многие оксиды металлов являются тугоплавкими веществами. Это позволяет использовать тугоплавкие оксиды как огнеупорные материалы для металлургических печей.
Оксид CaO получают в промышленном масштабе в объеме 109 млн т/год. Его используют для футеровки печей. В качестве огнеупоров используют также оксиды BeO и MgO. Оксид MgO один из немногих огнеупоров очень устойчивых к действию расплавленных щелочей.
Иногда тугоплавкость оксидов создает проблемы при получении металлов электролизом из их расплавов. Так оксид Al2O3, имеющий температуру плавления около 2000оС, приходится смешивать с криолитом Na3[AlF6], чтобы снизить температуру плавления до ~ 1000 оС, и через этот расплав пропускать электрический ток.
Тугоплавкими являются оксиды d-металлов 5 и 6 периодов Y2O3 (2430), La2O3 (2280), ZrO2 (2700), HfO2 (2080), Ta2O5 (1870), Nb2O5 (1490), а также многие оксиды d-металлов 4 периода (см. табл.). Высокие температуры плавления имеют все оксиды s-металлов 2 группы, а также Al2O3, Ga2O3, SnО ,SnO2, PbO (см. табл.).
Низкие температуры плавления (оС) обычно имеют кислотные оксиды: RuO4 (25), OsO4 (41); Te2O7 (120), Re2O7 (302), ReO3 (160), CrO3 (197). Но некоторые кислотные оксиды имеют достаточно высокие температуры плавления (оС): MoO3 ( 801) WO3 (1473), V2O5 (680).
Некоторые из основных оксидов d-элементов, завершающих ряды, оказываются непрочными, плавятся при низкой температуре или при нагревании разлагаются. Разлагаются при нагревании HgO (400oC), Au2O3 (155), Au2O, Ag2O (200), PtO2 (400).
При нагревании выше 400оС разлагаются и все оксиды щелочных металлов с образованием металла и пероксида. Оксид Li2O более устойчив и разлагается при температуре выше 1000оС.
В таблице, приведенной ниже, приводятся некоторые характеристики d-металлов 4 периода, а также s- и p-металлов.
Характеристики оксидов s- и р-металлов
Me Оксид Цвет Т пл., оС Кислотно-основной характер s-металлы Li Li2O белый Все оксиды разлагаются при
T > 400 оС, Li2O при Т > 1000oCВсе оксиды щелочных металлов основные, растворяются в воде Na Na2O белый K K2O желтый Rb Rb2O желтый Cs Cs2O оранжевый Be BeO белый 2580 амфотерный Mg MgO белый 2850 основной Ca CaO белый 2614 Основные, ограниченно растворяются в воде Sr SrO белый 2430 Ba BaO белый 1923 p-металлы Al Al2O3 белый 2050 амфотерный Ga Ga2O3 желтый 1795 амфотерный In In2O3 желтый 1910 амфотерный Tl Tl2O3 коричневый 716 амфотерный Tl2O черный 303 основной Sn SnO темно-синий 1040 амфотерный SnO2 белый 1630 амфотерный Pb PbO красный Переходит в желтый при Т > 490 оС амфотерный PbO желтый 1580 амфотерный Pb3O4 красный Разл. PbO2 черный Разл. При 300оС амфотерный Химические свойства (см. по ссылке)
Характеристики оксидов d-металлов 4 периода
Оксид Цвет r, г/см3 Т пл., оС – ΔGo, кДж/моль – ΔHo, кДж/моль Преобладающий кислотно-основной характер
Sc Sc2O3 белый 3,9 2450 1637 1908 основной Ti TiO коричневый 4,9 1780, p 490 526 основной Ti2O3 фиолетовый 4,6 1830 1434 1518 основной TiO2 белый 4,2 1870 945 944 амфотерный V VO серый 5,8 1830 389 432 основной V2O3 черный 4,9 1970 1161 1219 основной VO2 синий 4,3 1545 1429 713 амфотерный V2O5 оранжевый 3,4 680 1054 1552 кислотный Cr Cr2O3 зеленый 5,2 2335 p 536 1141 амфотерный CrO3 красный 2,8 197 p 513 590 кислотный Mn MnO Серо–зеленый 5,2 1842 385 385 основной Mn2O3 коричневый 4,5 1000 p 958 958 основной Mn3O4 коричневый 4,7 1560 p 1388 1388 MnO2 коричневый 5,0 535 p 521 521 амфотерный Mn2O7 зеленый 2,4 6, 55 p 726 кислотный Fe FeO Черный 5,7 1400 265 265 основной Fe3O4 черный 5,2 1540 p 1117 1117 Fe2O3 коричневый 5,3 1565 p 822 822 основной Co CoO Серо-зеленый 5,7 1830 213 239 основной Co3O4 черный 6,1 900 p 754 887 Ni NiO Серо-зеленый 7,4 1955 239 240 основной Cu Cu2O оранжевый 6,0 1242 151 173 основной CuO черный 6,4 800 p 134 162 основной Zn ZnO белый 5,7 1975 348 351 амфотерный Химические свойства (см. по ссылке)
Растворимость оксидов металлов в воде
При растворении в воде кислотных оксидов Mn2O7, Te2O7, Re2O7 образуются растворы сильных кислот. В воде ограниченно растворяются также кислотные оксиды: V2O5, CrO3.
Среди основных оксидов хорошо растворяются в воде оксиды щелочных металлов с образованием растворов щелочей.
Na2O + H2O = 2Na+ + 2OH-
Ограниченно растворяются в воде оксиды щелочноземельных металлов, при этом образуются растворы соответствующих щелочей.
Кроме оксидов щелочных и щелочноземельных металлов и некоторых кислотных оксидов остальные оксиды металлов в воде не растворимы.
Для их растворения следует использовать либо кислоты, либо щелочи в зависимости от кислотно-основного характера оксида.
Кислотно-основные свойства оксидов металлов
Кислотно-основной характер оксидов зависит от степени окисления металла и от природы металла.
Чем ниже степень окисления, тем сильнее проявляются основные свойства. Если металл находится в степени окисления Х £ 4 , то его оксид имеет либо основной, либо амфотерный характер.
Чем выше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства. Если металл находится в степени окисления Х ≥ 5, то его гидроксид имеет кислотный характер.
Кроме кислотных и основных оксидов существуют амфотерные оксиды, проявляющие одновременно и кислотные и основные свойства.
Амфотерны все оксиды p-металлов, кроме Tl2O.
Из s-металлов только Be имеет амфотерный оксид.
Среди d-металлов амфотерными являются оксиды ZnO, Cr2O3, Fe2O3, Au2O3, и практически все оксиды металлов в степени окисления +4за исключением основных ZrO2 и HfO2.
Большинство оксидов, в том числе, Cr2O3, Fe2O3 и диоксиды металлов проявляют амфотерность лишь при сплавлении со щелочами. С растворами щелочей взаимодействуют ZnO, VO2, Au2O3.
Для оксидов, помимо кислотно-основных взаимодействий, т. е. реакций между основными оксидами и кислотами и кислотными оксидами, а также реакций кислотных и амфотерных оксидов со щелочами, характерны также окислительно-восстановительные реакции.
Окислительно-восстановительные свойства оксидов металлов
Поскольку в любых оксидах металл находится в окисленном состоянии, все оксиды без исключения способны проявлять окислительные свойства.
Самые распространенные реакции в пирометаллургии – это окислительно-восстановительные взаимодействия между оксидами металлов и различными восстановителями, приводящие к получению металла.
Примеры
2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2
Fe3O4 + 2C = 3Fe + 2CO2
MnO2 +2C = Mn + 2CO
SnO2 + C = Sn + 2CO2
ZnO + C = Zn + CO
Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3
WO3 + 3H2 = W + 3H2O
Если металл имеет несколько степеней окисления, то при достаточном повышении температуры становится возможным разложение оксида с выделением кислорода.
Примеры
4CuO = 2Cu2O + O2
3PbO2 = Pb3O4 + O2,
2Pb3O4 = O2 + 6PbO
Некоторые оксиды, особенно оксиды благородных металлов, при нагревании могут разлагаться с образованием металла.
2Ag2O = 4Ag + O2
2Au2O3 = 4Au + 3O2
Сильные окислительные свойства некоторых оксидов используются на практике. Например,
окислительные свойства оксида PbO2 используют в свинцовых аккумуляторах, в которых за счет химической реакции между PbO2 и металлическим свинцом получают электрический ток.
PbO2 + Pb + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O
Окислительные свойства MnO2 также используют для получения электрического тока в гальванических элементах (электрических батарейках).
2MnO2 + Zn + 2NH4Cl = [Zn(NH3)2 Cl2] + 2MnOOH
Сильные окислительные свойства некоторых оксидов приводят к их своеобразному взаимодействию с кислотами. Так оксиды PbO2 и MnO2 при растворении в концентрированной соляной кислоте восстанавливаются.
MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
Если металл образует несколько оксидов, то оксиды металла в более низкой степени окисления могут окисляться, т. е. проявлять восстановительные свойства.Особенно сильные восстановительные свойства проявляют оксиды металлов в низких и неустойчивых степенях окисления, как например. TiO, VO, CrO. При растворении их в воде они окисляются, восстанавливая воду. Их реакции с водой, подобны реакциям металла с водой.
2TiO + 2H2O = 2TiOOH + H2.
Источник