Реакции амфотерных оксидов с водой

Химические свойства амфотерных оксидов

Перед изучением этого раздела рекомендую изучить следующие темы:

Химические свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды проявляют свойства и основных, и кислотных. От основных отличаются только тем, что могут взаимодействовать с растворами и расплавами щелочей и с расплавами основных оксидов, которым соответствуют щелочи.

1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами.

При этом амфотерные оксиды взаимодействуют, как правило, с сильными и средними кислотами и их оксидами.

Например , оксид алюминия взаимодействует с соляной кислотой, оксидом серы (VI), но не взаимодействует с углекислым газом и кремниевой кислотой:

амфотерный оксид + кислота = соль + вода

амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

2. Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

Оксиды взаимодействуют с водой, только когда им соответствуют растворимые гидроксиды, а все амфотерные гидроксиды — нерастворимые.

амфотерный оксид + вода ≠

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами.

При этом механизм реакции и продукты различаются в зависимости от условий проведения процесса — в растворе или расплаве.

В растворе образуются комплексные соли, в расплаве — обычные соли.

Формулы комплексных гидроксосолей составляем по схеме:

1. Сначала записываем центральный атом-комплекообразователь (это, как правило, амфотерный металл).
2. Затем дописываем к центральному атому лиганды — гидроксогруппы. Число лигандов в 2 раза больше степени окисления центрального атома (исключение — комплекс алюминия, у него, как правило, 4 лиганда-гидроксогруппы).
3. Заключаем центральный атом и его лиганды в квадратные скобки, рассчитываем суммарный заряд комплексного иона.
4. Дописываем необходимое количество внешних ионов. В случае гидроксокомплексов это — ионы основного металла.

Основные продукты взаимодействия соединений амфотерных металлов со щелочами сведем в таблицу.

Степень окисле-ния +2 (Zn, Sn, Be)

Металлы	В расплаве щелочи	В растворе щелочи
Соль состава X2YO2 * . Например: Na2ZnO2	Комплексная соль состава Х2[Y(OH)4] * . Например: Na2[Zn(OH)4]
Степень окисле-ния +3 (Al, Cr, Fe)	Соль состава XYO2 (мета-форма) или X3YO3 (орто-форма). Например: NaAlO2 или Na3AlO3	Na3[Al(OH)6] или Na[Al(OH)4 Комплексная соль состава Х3[Y(OH)6] * или реже Х[Y(OH)4]. Например: Na[Al(OH)4]

* здесь Х — щелочной металл, Y — амфотерный металл.

Исключение — железо не образует гидроксокомплексы в растворе щелочи!

Например :

амфотерный оксид + щелочь (расплав) = соль + вода

амфотерный оксид + щелочь (раствор) = комплексная соль

4. Амфотерные оксиды взаимодействуют с основными оксидами.

При этом взаимодействие возможно только с основными оксидами, которым соответствуют щелочи и только в расплаве. В растворе основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

амфотерный оксид + основный оксид = соль + вода

5. Окислительные и восстановительные свойства.

Амфотерные оксиды способны выступать и как окислители, и как восстановители и подчиняются тем же закономерностям, что и основные оксиды. Окислительно-восстановительные свойства амфотерных оксидов подробно рассмотрены в статье про основные оксиды.

6. Амфотерные оксиды взаимодействуют с солями летучих кислот.

При этом действует правило: в расплаве менее летучие кислоты и их оксиды вытесняют более летучие кислоты и их оксиды из их солей.

Например , твердый оксид алюминия Al₂O₃ вытеснит более летучий углекислый газ из карбоната натрия при сплавлении:

Источник

Реакции амфотерных оксидов с водой

Названия оксидов строится таким образом: сначала произносят слово «оксид», а затем называют образующий его элемент. Если элемент имеет переменную валентность, то она указывается римской цифрой в круглых скобках в конце названия:
Na I ₂O – оксид натрия; Са II О – оксид кальция;
S IV O₂ – оксид серы (IV); S VI O₃ – оксид серы (VI).

По химическим свойствам оксиды делятся на две группы:
1. Несолеобразующие (безразличные) – не образуют солей, например: NO, CO, H₂O;
2. Солеобразующие, которые, в свою очередь, подразделяются на:
– основные – это оксиды типичных металлов со степенью окисления +1,+2 (I и II групп главных подгрупп, кроме бериллия) и оксиды металлов в минимальной степени окисления, если металл обладает переменной степенью окисления (CrO, MnO);
– кислотные – это оксиды типичных неметаллов (CO₂, SO₃, N₂O₅) и металлов в максимальной степени окисления, равной номеру группы в ПСЭ Д.И.Менделеева (CrO₃, Mn₂O₇);
– амфотерные оксиды (обладающие как основными, так и кислотными свойствами, в зависимости от условий проведения реакции) – это оксиды металлов BeO, Al₂O₃, ZnO и металлов побочных подгрупп в промежуточной степени окисления (Cr₂O₃, MnO₂).

Например, оксиду кальция CaO отвечает гидроксид кальция Ca(OH)2, оксиду кадмия CdO – гидроксид кадмия Cd(OH)2.

Например, оксиду серы (IV) соответствует сернистая кислота H₂SO₃ .

Оксиды, гидратные соединения которых проявляют свойства как кислот, так и оснований, называются амфотерными.
Например: оксид алюминия Al2O3, оксид марганца (IV) MnO2.

Источник

Урок №46. Амфотерные оксиды и гидроксиды

Кислотный остаток (А)

со щелочами проявляет кислотные свойства:

H ₂ ZnO ₂ ↔ ZnO ₂ ( II ) кислотный остаток — цинкат

со щелочами проявляет кислотные свойства:

HAlO ₂ ↔ AlO ₂ ( I ) кислотный остаток — метаалюминат

со щелочами проявляет кислотные свойства:

H ₂ BeO ₂ ↔ BeO ₂ ( II ) кислотный остаток — бериллат

со щелочами проявляет кислотные свойства:

HCrO ₂ ↔ CrO ₂ ( I ) кислотный остаток — хромат

» jsaction=»rcuQ6b:WYd;»>

ПОНЯТИЕ ОБ АМФОТЕРНЫХ ОКСИДАХ И ГИДРОКСИДАХ

Первоначальная классификация химических элементов на металлы и неметаллы является неполной. Существуют химические элементы и соответствующие им вещества, которые проявляют двойственную природу – амфотерные свойства , т.е. могут взаимодействовать как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами, например,

2Al(OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 + Na 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = t°C = 2NaAlO 2 + H 2 O (при сплавлении)

Если реакция протекает в водном растворе: Al(OH) 3 + NaOH = Na[Al(OH) 4 ]

здесь AlO 2 (I) – одновалентный кислотный остаток метаалюминат

Так, гидроксид и оксид алюминия в реакциях (а) проявляют свойства основных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с кислотными гидроксидом и оксидом, образуя соответствующую соль — сульфат алюминия Al 2 (SO 4 ) 3 , тогда как в реакциях (б) они же проявляют свойства кислотных гидроксидов и оксидов, т.е. реагируют с основными гидроксидом и оксидом, образуя соль — метаалюминат натрия NaAlO 2 .

Zn(OH) 2 + SO 3 = ZnSO 4 + H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 = H 2 O + ZnSO 4

Zn(OH) 2 + Na 2 O = Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ]

ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O

здесь ZnO 2 (II) – двухвалентный кислотный остаток цинкат.

Оксиды и гидроксиды, которые способны реагировать и с кислотами, и со щелочами, называют амфотерными.

Химические элементы, которым соответствуют амфотерные оксиды и гидроксиды, обладают переходными химическими свойствами, не относящимися ни к металлам, ни к неметаллам, их называют амфотерными.

Амфотерность (от греч. Аmphoteros – и тот, и другой) – способность химических соединений проявлять и кислотные, и основные свойства в зависимости от природы реагента, с которым амфотерное вещество вступает в кислотно-основное взаимодействие. Амфотерные оксиды и гидроксиды – оксиды и гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства. Они реагируют как с кислотами, так и с основаниями. Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды, например,

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде. Они являются слабыми кислотами и слабыми основаниями.

Амфотерными оксидами и гидроксидами являются, как правило, оксиды и гидроксиды металлов, в которых валентность металла III, IV иногда II.

Среди оксидов элементов главных подгрупп амфотерными являются: BeO, Al 2 O 3 , SnO, SnO 2 , PbO, Sb 2 O 3 .

Амфотерными гидроксидами являются следующие гидроксиды элементов главных подгрупп: Ве(ОН) 2 , Al(ОН) 3 , Рb(ОН) 2 и некоторые другие.

Оксиды и гидроксиды, в которых валентность металла III, IV, являются, как правило, амфотерными: Сг 2 O 3 и Cr(OH) 3 , Fe 2 O 3 и Fe(OH) 3 . Однако последние элементы в декадах d–элементов (например, Zn) образуют амфотерные оксиды и гидроксиды даже в низких степенях окисления, например, ZnO и Zn(OH) 2 .

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ГИДРОКСИДОВ

(нерастворимы в воде)

1.Реагируют с кислотами: Zn(OH) 2 + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2 O

2.Реагируют со щелочами: Zn(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 [Zn(OH) 4 ]

ПРИМЕНЕНИЕ

Из всех амфотерных гидроксидов наибольшее применение находит гидроксид алюминия:

· лекарственные препараты, приготовленные на основе гидроксида алюминия, врач назначает при нарушении кислотно-щелочного баланса в пищеварительном тракте;

· в качестве антипирена (средства для подавления способности гореть) вещество вводят в состав пластмасс и красок;

· путём разложения гидроксида алюминия в металлургии получают оксид алюминия (глинозём) — сырьё для получения металлического алюминия.

Товары, в производстве которых используется гидроксид алюминия: лекарственный препарат «Алмагель» и металлургический глинозём

Гидроксид цинка в промышленности служит сырьём для получения различных соединений этого металла, в основном — солей.

Источник

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

Свойства простых веществ:

Свойства сложных веществ:

Особенности протекания реакций:

Химические свойства оксидов

Взаимодействие оксидов с водой

Реакция идет, если образуется растворимое основание, а также Ca(OH)₂:
Li₂O + H₂O → 2LiOH
Na₂O + H₂O → 2NaOH
K₂O + H₂O → 2KOH

MgO + H₂O → Реакция не идет, ак как Mg(OH)₂ нерастворим*
FeO + H₂O → Реакция не идет, так как Fe(OH)₂ нерастворим
CrO + H₂O → Реакция не идет, так как Cr(OH)₂ нерастворим
CuO + H₂O → Реакция не идет, так как Cu(OH)₂ нерастворим

SiO₂ + H₂O → реакция не идет

* Источник: [2] «Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки», стр. 143.

Взаимодействие оксидов друг с другом

1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:

Na₂O + CaO → реакция не идет
CO₂ + SO₃ → реакция не идет

2. Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO₂, SO₂, о них подробнее ниже):

Взаимодействие оксидов с кислотами

1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H₂SiO₃. Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
CuO + H₂SiO₃ → реакция не идет.

2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:

С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):
SO₂ + HNO₃ + H₂O → H₂SO₄ + NO

Взаимодействие оксидов с основаниями

1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:

а) Реакциях с растворами щелочей:

ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] (тетрагидроксобериллат натрия)
Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат натрия)

б) Сплавление с твердыми щелочами:

Взаимодействие оксидов с солями

1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:

Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:
K₂CO₃ + SO₂ → K₂SO₃ + CO₂­ (H₂CO₃ слабее и менее устойчива, чем H₂SO₃)

2. Растворенный в воде CO₂ растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):
CO₂ + H₂O + CaCO₃ → Ca(HCO₃)₂
CO₂ + H₂O + MgCO₃ → Mg(HCO₃)₂

В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:
MgCO₃ + CO₂ (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.

Это один из способов получения кислых солей.

Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):

1. Реакции с CO, C и H₂:

CuO + C → Cu + CO­
CuO + CO → Cu + CO₂
CuO + H₂ → Cu + H₂O­

ZnO + C → Zn + CO­
ZnO + CO → Zn + CO₂
ZnO + H₂ → Zn + H₂O­

PbO + C → Pb + CO
PbO + CО → Pb + CO₂­
PbO + H₂ → Pb + H₂O

FeO + C → Fe + CO
FeO + CО → Fe + CO₂­
FeO + H₂ → Fe + H₂O

2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:

3. Восстановление более активным металлом:

4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:

Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:

В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:
CO + 2H₂ CH₃OH (t, p, kt)

Особенности свойств оксидов CO₂ и SO₂

1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:

CO₂ + Al(OH)₃ → реакция не идет

2. Реагируют с углеродом:

3. С сильными восстановителями SO₂ проявляет свойства окислителя:

4. Сильные окислители окисляют SO₂:

6. Оксид углерода (IV) CO₂ проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:

CO₂ + 2Mg → 2MgO + C (t)

Особенности свойств оксидов азота (N₂O₅, NO₂, NO, N₂O)

1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями. Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах. Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H₂, HI и йодиды, H₂S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.

2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N₂O₅, так как степень окисления уже максимальная):
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO₃ + 3KCl + H₂O
8NO + 3HClO₄ + 4H₂O → 8HNO₃ + 3HCl
14NO + 6HBrO₄ + 4H₂O → 14HNO₃ + 3Br₂
NO + KMnO₄ + H₂SO₄ → HNO₃ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O
5N₂O + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 10NO + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

3. Несолеобразующие оксиды N₂O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).

Химические свойства CO как сильного восстановителя

1. Реагирует с некоторыми неметаллами:

2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:

3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:

3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.

Химические свойства SiO₂

1. Взаимодействует с активными металлами:

SiO₂ + 2Mg → 2MgO + Si
SiO₂ + 2Ca → 2CaO + Si
SiO₂ + 2Ba → 2BaO + Si

2. Взаимодействует с углеродом:

SiO₂ + 2C → Si + 2CO
(Согласно пособию «Курс самоподготовки» Каверина, SiO₂ + CO → реакция не идет)

3 С водородом SiO₂ не взаимодействует.

4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:

SiO₂ + Cu(OH)₂ → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).

5. Из кислот SiO₂ взаимодействует только с плавиковой кислотой:

Свойства оксида P₂O₅ как сильного водоотнимающего средства

Термическое разложение некоторых оксидов

В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины:
Основные:
4CuO → 2Cu₂O + O₂ (t)
2HgO → 2Hg + O₂ (t)

Особенности оксидов NO₂, ClO₂ и Fe₃O₄

1. Диспропорционирование: оксидам NO₂ и ClO₂ соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO₂ и хлорат и хлорит в случае ClO₂:

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N +5 , так как он окисляет нитрит до нитрата:

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃ (растворение в избытке кислорода)

2. Оксид железа (II,III) Fe₃O₄ (FeO·Fe₂O₃) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:

Источник

Правило	Комментарий
Основный оксид + H2O → Щелочь
Амфотерный оксид	Амфотерные оксиды, также как и амфотерные гидроксиды, с водой не взаимодействуют
Кислотный оксид + H2O → Кислота