Основный амфотерный кислотный

• ⇐ Назад
123
4
Далее ⇒

 

Деление оксидов на кислотные и основные базируется на их собственном отношении к кислотам и щелочам, а также на свойствах соответствующих им гидроксидов.

Учитывая, что сама вода является идеальным амфолитом, индифферентность оксидов по отношению к ней вовсе не связана с их индифферентностью по отношению к кислотам и щелочам. Все кислотные оксиды, независимо от их отношения к воде, реагируют со щелочами, а все основные – с кислотами. Так, нерастворимые в воде СuО и SiО₂ хорошо взаимодействуют с кислотами и щелочами соответственно. В то же время амфотерные оксиды, как правило, устойчивы не только по отношению к воде, но и к кислотам и щелочам. Их двойственная природа проявляется в свойствах соответствующих гидроксидов, которые более реакционноспособны.

 

Свойства оксидов

1. Взаимодействие с водой (см. выше).

Для оксидов, взаимодействующих с водой:

Li₂O + H₂O ® 2LiOH;

CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃ ⇄ H⁺ + HCO₃⎺ ⇄ 2H⁺ + CO₃²⁻;

2NO₂ + H₂O ® HNO₂ + HNO₃;

ОsО₄ + 2H₂O ⇄ [Оs(H₂O)₂О₄].

2. Cолеобразование.

Li₂O + 2HCl ® LiCl + H₂O;

ZnO + H₂SO₄ ® ZnSO₄ + H₂O;

CuO + 2HNO₃ ® Cu(NO₃)₂ + H₂O;

Fe₃O₄ + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O;

2NO₂ + 2KOH ® KNO₂ + KNO₃;

SO₂ + 2NaOH ® Na₂SO₃ + H₂O;

SO₂ + NaOH ® NaHSO₃;

Al₂O₃ + 2NaOH + 7H₂O ® 2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂];

Аl₂O₃ + 2NaOH ® 2NaAlO₂ + Н₂O (900–1100°С);

BaO + SiO₂ –(t°)® BaSiO₃.

3. Термическое разложение:

2HgO ® 2Hg + O₂ (450–500°С);

2N₂O ® 2N₂ + O₂ (выше 500°С);

6Fe₂O₃ ® 4(Fe^IIFe₂^III)O₄ + O₂ (1200–1390°С);

2(Fe^IIFe₂^III)O₄ ® 6FeO + O₂ (выше 1538°С).

СrО₃ –(220°C)® СrО_2,67 –(280°C)® [СrO_2,625+СrO_2,5+СrO_2,4] –(370°C)® СrO₂(черн.) –(500°C)® Сr₂O₃.

4. Диспропорционирование.

N₂O₃ ® NO₂ + NO (5–100°С);

2RuО₂ ® Ru + RuО₄ (выше 1300°С);

5. Окислительно-восстановительное взаимодействие.

Fe₂O₃ + 2Al ® Al₂O₃ + 2Fe (2300–2700°C);

Fe₂O₃ + Fe ® 3FeO (900°C);

3CuO + 2NH₃ –(t°)® 3Cu + N₂ + 3H₂O;

СO₂ + С ® 2СО(выше 1000°С);

2CO + O₂ –(t°)® 2CO₂;

SO₂ + H₂S ® 3S + 2H₂O;

С + 2РbО ® 2Рb + СO₂(600°С);

WO₃ + 3Н₂ ® W + 3H₂O (1000–1200°С);

4CrO₃ + C₂H₅OH ® 2Cr₂O₃ + 2CO₂ + 3H₂O.

СО + Н₂ ® СН₄ + Н₂O (150–200°С, кат. Ni),

СО + 2Н₂ ® СН₃ОН (250–300°С, р, кат. CuO/Cr₂O₃)

4СО + Ni ® [Ni(CO)₄](50–100°С).

Получение оксидов

1. Окисление кислородом простых веществ:

2Са + O₂ ® 2СаО (выше 300°С, сжигание на воздухе);

4Al + 3O₂ ® 2Al₂O₃;

С + O₂ ® СO₂(600–700°С, сжигание на воздухе), 2С + O₂ = 2СО(выше 1000°С)

2. Окисление кислородом сложных веществ:

2CO + O₂ –(t°)® 2CO₂;

2H₂S + 3O₂ ® 2H₂O + 2SO₂;

СН₄ + О₂ –(t°)® СО₂ + 2Н₂О;

3. Термолиз гидроксидов:

2LiОН ® Li₂O + Н₂O (800–1000°С, в атмосфере Н₂);

Zn(OH)₂ ® ZnO + H₂O (100–250°С);

H₂CO₃ ⇄ CO₂ + H₂O;

H₂SO₄ (безводн.) ® Н₂O + SO₃ (450°С).

4. Термолиз солей:

СаСО₃ ® СаО + СO₂ (900–1200°С);

2Pb(NO₃)₂ ® 2РbО + 4NO₂ + O₂(200–470°С);

4FeSO₄ ® 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂ (700°С, примесь SO₃);

5. Нагревание высших оксидов.

4CrO₃ ® Cr₂O₃ + 3O₂;

6Fe₂O₃ ® 4(Fe^IIFe₂^III)O₄ + O₂ (1200–1390°С);

2(Fe^IIFe₂^III)O₄ ® 6FeO + O₂ (выше 1538°С).

6. Окисление низших оксидов.

6FeO + O₂ = 2(Fe^IIFe₂^III)O₄ (300–500°С);

2Сr₂O₃ + O₂ = 4СrO₂ (черн.) [400°С, р].

7. Диспропорционирование оксидов в промежуточных степенях окисления.

N₂O₃ ® NO₂ + NO (5–100°С);

2RuО₂ ® Ru + RuО₄ (выше 1300°С);

8. Вытеснение летучего оксида менее летучим.

Nа₂СO₃ (конц.) + SO₂ = Na₂SO₃ + CO₂;

2Li₂CO₃ + SiO₂ = Li₄SiO₄ + 2CO₂ (800–1000°C).

9. Окислительно-восстановительное взаимодействие.

2С + Na₂SO₄ = Na₂S + 2СO₂(600°С);

2С + Na₂CO₃ = 2Na + 3СО(900–1000°С);

Сu + 2H₂SO₄ (конц., гор.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O;

Сu + 4HNO₃ (конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2Н₂О.

 

№	Метод	Основные оксиды	Амфотерные оксиды	Кислотные оксиды
1*	Окисление простых веществ кислородом	3Fe + 2O2 = (FeIIFeIII)O4 (150–600°С, сгорание). 2Mg + O2 = 2MgO (600–650°С, сгорание)	4Al + 3O2 ® 2Al2O3	S + O2 = SO2 (280–360°С, сгорание на воздухе, примесь SO3).
2*	Окисление кислородом бинарных соединений	2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2 (300–500°С)	2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 (800–1000°C).	2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O (250–300°С) 2CO + O2 –(t°)® 2CO2
3*	Термолиз гидроксидов	2LiОН ® Li2O + Н2O (800–1000°С, в атм. Н2)	Zn(OH)2 ® ZnO + H2O (100–250°С)	H2SO4 (безводн.) ® Н2O + SO3 (450°С)
	Термолиз солей кислород-содержащих кислот	СаСО3 ® СаО + СO2 (900–1200°С); 2Pb(NO3)2 ® 2РbО + 4NO2 + O2(200–470°С)	[ZnOH]2CO3 –(t°)® 2ZnO + CO2 + H2O	2NaHCO3 = Na2CO3 + СO2 + Н2O (250–300°С)
	Вытеснение оксидов из солей			K2SiO3 + 2НСl (разб.) = SiO2¯ + 2KСl + Н2O K2Cr2O7 + H2SO4 ® 2CrO3 + K2SO4 + H2O

Примечание

1*. С Au, Pt, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, компактными Ti, Zr, Hf кислород не реагирует. Оксиды Cl₂O, Cl₂O₇, I₂O₅, SO₃, SeO₃, N₂O₃, N₂O₅, As₂O₅, Ga₂O₃, SnO, PbO₂, Na₂O, K₂O, Rb₂O, Cs₂O, BaO получают косвенными методами.

При окислении кислородом щелочных металлов преимущественно образуются пероксиды и надпероксиды.

2*. Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3*. Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

Особенности химического поведения оксидов обуславливает их кислотно-основный характер и окислительно-восстановительные свойства.

ГИДРОКСИДЫ

---

• ⇐ Назад
123
4
Далее ⇒