Амфотерные оксиды. Получение, химические свойства, образование средних и комплексных солей

Простые вещества сходные с металлическими элементами по структуре и ряду химических и физических параметров называют амфотерными, т.е. это те элементы, проявляющие химическую двойственность. Надо отметить, что это не сами металли, а их соли или оксиды. К, примеру, оксиды некоторых металлов могут обладать двумя свойствами, при одних условиях они могут проявлять свойства присущие кислотам, в других, они ведут себя как щелочи.

К основным амфотерным металлам относят алюминий, цинк, хром и некоторые другие.

Термин амфотерность был введен в оборот в начале XIX века. В то время химические вещества разделяли на основании их сходных свойств, проявляющиеся при химических реакциях.

Что представляют собой амфотерные металлы?

Список амфотерных металлов включает в себя множество наименований. Некоторые из них можно с уверенность назвать амфотерными, некоторые – предположительно, иные – условно. Если рассматривать вопрос масштабно, то для краткости можно назвать просто порядковые номера выше указанных металлов. Эти номера: 4,13, с 22 до 32, с 40 до 51, с 72 до 84, со 104 до 109. Но есть металлы, которые вправе назваться основными. К ним относятся хром, железо, алюминий и цинк. Дополняют основную группу стронций и бериллий. Самым распространенным из всех перечисленных на данный момент является алюминий. Именно его сплавы уже много столетий используются в самых разнообразных сферах и областях применения. Металл имеет отличную антикоррозийную стойкость, легко поддается литью и различным типам механической обработки. Кроме того, популярность алюминия дополняется такими преимуществами, как высокая теплопроводность и хорошая электропроводность.

Алюминий — амфотерный металл, для которого свойственно проявлять химическую активность. Стойкость данного металла определяется прочной оксидной пленкой и, в обычных условиях окружающей среды, при реакциях химического направления, алюминий выступает восстановительным элементом. Такое амфотерное вещество способно взаимодействовать с кислородом, в случае раздробления металла на мелкие частицы. Для такого взаимодействия необходимо влияние высокого температурного режима. Химическая реакция при соприкосновении с кислородной массой сопровождается огромным выделением тепловой энергии. При температуре свыше 200 градусов взаимодействие реакций при соединении с таким веществом, как сера, образовывает сульфид алюминия. Амфотерный алюминий не способен напрямую взаимодействовать с водородом, а при смешивании этого металла с другими металлическими компонентами возникают различные сплавы, содержащие соединения интерметаллического типа.

Железо — амфотерный металл, который является одной из побочных подгрупп группы 4 периода в системе элементов химического типа. Данный элемент выделяется как самое распространенное составляющее группы металлических веществ, в составе компонентов земной коры. Железо классифицируется как простое вещество, среди отличительных свойств которого можно выделить его ковкость, серебристо-белую цветовую гамму. Такой металл обладает способностью провоцировать возникновение повышенной химической реакции и быстро переходит в стадию корродирования при воздействии высокой температуры. Помещенное в чистый кислород железо полностью перегорает, а доведенное до мелкодисперсного состояния может самовоспламеняться на простом воздухе. Находясь на воздухе металлическое вещество быстро окисляется вследствие чрезмерной влажности, то есть, ржавеет. При горении в кислородной массе образуется своеобразная окалина, которая называется оксидом железа.

Какие элементы относятся к амфотерным?

Амфотерными называют — соединения, которые проявляют химическую двойственность. Они делятся на 3 группы:

1. Оксиды — Cu2O, Cr2O, PbO2, PbO, SnO
2. Гидроксиды — Al(OH)3, Fe(OH)3, Zn(OH)2.

К третьей группе относятся металлы — алюминий, медь, железо, цинк, бериллий, свинец и т. д. Они занимают значительную часть в периодической таблице Менделеева и находятся под порядковыми номерами — 22–32, 40–51. Другие идут по отдельности.

Представители металлов:

1. Железо. Относится к группе амфотерных. Представляет собой простое вещество. Характерные свойства — серебристо-белый цвет, ковкость, универсальность. Если поместить железо в чистый кислород, оно полностью перегорит, а если сделать его мелкодисперсным, может произойти самовозгорание на открытом воздухе. Оксид железа образуется при его горении в среде, насыщенной чистым кислородом. Он представляет собой окалину.
2. Алюминий. На открытом воздухе покрывается прочной оксидной пленкой, которая защищает его от образования ржавчины. Если раздробить его до мелких частиц, начинает взаимодействовать с кислородом. При контакте с кислородом выделяется большое количество тепла. Если нагреть алюминий до 200°C, он начинает взаимодействовать серой. В результате такой реакции образуется сульфид алюминия.

Амфотерные металлы — простые элементы, которые являются аналогами группы веществ металлического типа. Сходства можно увидеть в химических, физических свойствах.

Где используются амфотерные металлы?

Химические свойства щелочноземельных металлов. перечень щелочноземельных металлов
Сферы применения:

1. Изготовление деталей для сейсмических и скоростных датчиков, часовых механизмов, крутящего момента.
2. Производство деталей для оборудования, которые будут взаимодействовать с агрессивными факторами.
3. Армирование труб высокого давления.
4. Кораблестроение, самолетостроение.
5. Производство бытовых приборов, инструментов. К ним относятся столовые приборы, рулетки, бритвенные лезвия, посуда для кухни.
6. Сборка видеозаписывающего оборудования.

С каждым годом появляется все больше химических соединений. Благодаря этому открываются новые амфотерные металлы. Их называют материалами будущего, но популярность их растет медленно. Связано это с высокой стоимостью, небольшими размерами готовых изделий.

https://youtube.com/watch?v=BZIhw3pQFQs

Основания амфотерных металлов

Гост 9012-59. металлы. метод измерения твердости по бринеллю (с изменениями n 1, 2, 3, 4, 5)

В нормальных условиях это вещества не растворяются в воде и их можно спокойно отнести к слабым электролитам. Такие вещества получают после проведения реакции солей металла и щелочи. Эти реакции довольно опасны для тех, кто их производит и поэтому, например, для получения гидроксида цинка в емкость с хлоридом цинка медленно и аккуратно, по капле надо вводить едкий натр.

Вместе тем, амфотерные — взаимодействуют с кислотами как основания. То есть при выполнении реакции между соляной кислотой и гидроксидом цинка, появится хлорид цинка. А при взаимодействии с основаниями, они ведут себя как кислоты.

Это занятие мы посвятим изучению амфотерных оксидов и гидроксидов. На нем мы поговорим о веществах, имеющих амфотерные (двойственные) свойства, и особенностях химических реакций, которые протекают с ними. Но сначала повторим, с чем реагируют кислотные и основные оксиды. После рассмотрим примеры амфотерных оксидов и гидроксидов.

Тема: Введение

Урок: Амфотерные оксиды и гидроксиды

Амфотерные металлы список — Справочник металлиста

ХромАмфотерный хром

Простые вещества сходные с металлическими элементами по структуре и ряду химических и физических параметров называют амфотерными, т.е. это те элементы, проявляющие химическую двойственность.

Надо отметить, что это не сами металли, а их соли или оксиды.

К, примеру, оксиды некоторых металлов могут обладать двумя свойствами, при одних условиях они могут проявлять свойства присущие кислотам, в других, они ведут себя как щелочи.

К основным амфотерным металлам относят алюминий, цинк, хром и некоторые другие.

Термин амфотерность был введен в оборот в начале XIX века. В то время химические вещества разделяли на основании их сходных свойств, проявляющиеся при химических реакциях.

Основания амфотерных металлов

Металлы

В нормальных условиях это вещества не растворяются в воде и их можно спокойно отнести к слабым электролитам. Такие вещества получают после проведения реакции солей металла и щелочи. Эти реакции довольно опасны для тех, кто их производит и поэтому, например, для получения гидроксида цинка в емкость с хлоридом цинка медленно и аккуратно, по капле надо вводить едкий натр.

Вместе тем, амфотерные — взаимодействуют с кислотами как основания. То есть при выполнении реакции между соляной кислотой и гидроксидом цинка, появится хлорид цинка. А при взаимодействии с основаниями, они ведут себя как кислоты.

Рейтинг: /5 — голосов

Историческая справка

В середине 19 века было открыто 63 химических элемента. Первоначально предполагалось разместить элементы согласно увеличению атомной массы и поделить их на группы. Однако структурировать их не удавалось, а предложение химика Нуланда не было воспринято всерьез из-за попыток связать между собой химию и музыку.

В 1869 году Дмитрий Иванович Менделеев впервые опубликовал свою периодическую таблицу на страницах журнала Русского химического общества. Вскоре он известил о своем открытии химиков по всему миру. Менделеев впоследствии продолжал дорабатывать и улучшать свою таблицу, пока она не приобрела современный вид. Именно Менделеев сумел расставить химические элементы таким образом, чтобы они изменялись не монотонно, а периодически. Окончательно теория объединилась в периодический закон в 1871 году. Перейдем к рассмотрению неметаллов и металлов в таблице Менделеева.

Взаимодействие оксидов с кислотами

С кислотами реагируют основные и амфотерные оксиды. При этом образуются соли и вода:

FeO + H2SO4 = FeSO4 + H2O

Несолеобразующие оксиды не реагируют с кислотами вообще, а кислотные оксиды не реагируют с кислотами в большинстве случаев.

Когда все-таки кислотный оксид реагирует с кислотой?

Решая часть ЕГЭ с вариантами ответа, вы должны условно считать, что кислотные оксиды не реагируют ни с кислотными оксидами, ни с кислотами, за исключением следующих случаев:

1) диоксид кремния, будучи кислотным оксидом, реагирует с плавиковой кислотой, растворяясь в ней. В частности, благодаря этой реакции в плавиковой кислоте можно растворить стекло. В случае избытка HF уравнение реакции имеет вид:

SiO2 + 6HF = H2[SiF6] + 2H2O,

а в случае недостатка HF:

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O

2) SO2, будучи кислотным оксидом, легко реагирует с сероводородной кислотой H2S по типу сопропорционирования:

S+4O2 + 2H2S-2 = 3S + 2H2O

3) Оксид фосфора (III) P2O3 может реагировать с кислотами-окислителями, к которым относятся концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации. При этом степень окисления фосфора повышается от значения +3 до +5:

4) Оксид серы (IV) SO2 может быть окислен азотной кислотой, взятой в любой концентрации. При этом степень окисления серы повышается с +4 до +6.

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)2 могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P2O5, SO3, N2O5, с образованием средних солей:

Нерастворимые основания вида Me(OH)2 реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)4] образуется соль Na3[Al(OH)6]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)2, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)2 при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000 o C:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 o C:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Получение

Общим способом получения амфотерных гидроксидов является осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента, например:

ZnSO4 + 2NaOH ⟶ Zn(OH)2↓ + Na2SO4{\displaystyle {\mathsf {ZnSO_{4}\ +\ 2NaOH\ \longrightarrow \ Zn(OH)_{2}\downarrow \ +\ Na_{2}SO_{4}}}}

В избытке щёлочи начнётся растворение осадка гидроксида:

Zn(OH)2+2NaOH→Na2Zn(OH)4{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}}}}

В ряде случаев при осаждении образуется не гидроксид, а гидрат оксида соответствующего элемента (например, гидраты оксидов железа(III), хрома(III), олова(II) и др.). Химические свойства таких гидратов по большей части аналогичны свойствам соответствующих гидроксидов.

Основания. Амфотерные гидроксиды

Основания, их классификация, свойства, получение

1. Какие из перечисленных веществ относятся к основаниям: LiOH, CH3COOH, Fe(OH)2, CH3NH2, H2SO3, Mg(OH)2?

Классификация оснований

2.

Охарактеризуйте гидроксид кальция Сa(OH)2 по всем признакам классификации.

ПОЛУЧЕНИЕ

3. Даны вещества: Fe(OH)2, Ca(OH)2, LiOH, Al(OH)3. Какие вещества образуются при взаимодействии металлов с водой, а какие — действием щелочи на раствор соли?

Химические свойства оснований

1. Диссоциация оснований с образованием гидроксид-ионов ОН-:

NaOH <=> Na+ + OH-LiOH <=> Li+ + OH-

2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли (реакция нейтрализации):

Mg(OH)2 + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + 2H2OMg(OH)2 + 2H+ = Mg2+ + 2H2O

3. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами с образованием соли и воды:

2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O (при нагревании)Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O

4. Взаимодействие раствора щелочи с растворами различных солей с образованием нерастворимого основания:

CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 ↓+ Na2SO4Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2 ↓

5. Разложение нерастворимых оснований при нагревании с образованием оксида металла и воды:

Cu(OH)2 = CuO + H2O (при нагревании)

6. Взаимодействие растворов щелочи с некоторыми неметаллами:

2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O (на холоде) 6NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании)2NaOH + Si = Na2SiO3 + 2H2

1. Взаимодействие щелочи с некоторыми металлами (образующие амфотерные соединения).

??? 4. Даны вещества: CaO, SO2, Ba(OH)2, HClO4, KCl, CuCl2.

а) Какие из перечисленных веществ реагируют с гидроксидом натрия?

б) Напишите уравнения возможных реакций.

в) Какая из приведенных реакций относится к реакции нейтрализации?

5. Какие вещества разлагаются при нагревании: Fe(OH)2, NaOH, Al(OH)3, Fe(OH)3, Ba(OH)2? Напишите уравнения возможных реакций.

6. В трех пробирках даны растворы хлорида натрия, соляной кислоты, гидроксида натрия. Как можно распознать эти растворы химическим способом?

7. Какая масса щелочи NaOH должна находиться в растворе для реакции с 16 г сульфата меди (II), чтобы получить осадок гидроксида меди(II)?

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды — гидроксиды, которые при диссоциации образуют одновременно и катионы Н+, и гидроксид-ионы ОН-.Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам. Например, Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2 и другие.

1) Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами:

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O

2) Взаимодействие амфотерных гидроксидов со щелочью:

Al(OН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)Zn(OН)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)

3) Проявляют свойства нерастворимых оснований — разлагаются при нагревании с образованием оксида и воды:

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

??? 8. а) Приведите примеры реакций, доказывающие свойства гидроксида цинка.

б) В какой из приведенных реакций гидроксид цинка проявляется себя как кислота?

в) В какой из приведенных реакций гидроксид цинка проявляется себя как основание?

г) Напишите уравнение реакции получения гидроксида цинка.

Конспект

Ключевые слова конспекта: амфотерность, амфотерные оксиды, амфотерные гидроксиды,

Гидроксиды – это неорганические соединения, образованные тем или иным элементом, кислородом и водородом.

В гидроксидах обязательно имеется водород, связанный с кислородом (связь О–Н). В некоторых гидроксидах водород может непосредственно соединяться с атомами элемента.

Например, в H3РO3 два атома водорода связаны с атомами кислорода, а один – с атомом фосфора.

В ряде случаев гидроксиды являются продуктами гидратации (соединения с водой) соответствующих оксидов, хотя многие оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют. В результате дегидратации гидроксидов образуются соответствующие оксиды.

Гидроксиды могут быть основными (основания), кислотными (кислородсодержащие кислоты) и амфотерными. Примерами основных гидроксидов являются NaOH, Ва(ОН)2, Mg(OH)2. Примерами кислотных гидроксидов являются НСlO4 (хлорная кислота, высший гидроксид хлора), H3РO4 (ортофосфорная кислота, высший гидроксид фосфора), H2SO4 (серная кислота, высший гидроксид серы).

Графические формулы перечисленных гидроксидов приведены ниже. Во всех гидроксидах имеется связь О–Н:

ПОНЯТИЕ ОБ АМФОТЕРНЫХ ОКСИДАХ И ГИДРОКСИДАХ

Амфотерность (от греч. amphoteros – 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: ВeО – Вe(ОН)2, Сr2O3 – Сr(ОН)3.

Амфотерные гидроксиды практически нерастворимы в воде. Их основные и кислотные свойства выражены слабо, они являются слабыми кислотами и слабыми основаниями.

Амфотерными оксидами и гидроксидами являются, как правило, оксиды и гидроксиды металлов, в которых степень окисления металла +3, +4, иногда +2.

Среди оксидов элементов главных подгрупп амфотерными являются: BeO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO, Sb2O3.

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

Оксиды и гидроксиды элементов побочных подгрупп, соответствующие высоким степеням окисления, как правило, являются кислотными, например: СrO3 (ему соответствует H2СrO4), Мn2O7 (ему соответствует НМnO4).

Для низших оксидов и гидроксидов характерно преобладание основных свойств, например: СrO и Сr(ОН)2, МnО и Мn(ОН)2.

Оксиды и гидроксиды, в которых степени окисления элементов +3 и +4, являются, как правило, амфотерными: Сг2O3 и Cr(OH)3, Fe2O3 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 ОКСИДОВ И ГИДРОКСИДОВ

Рассмотрим амфотерные свойства оксида и гидроксида цинка – ZnO и Zn(OH)2. Оба вещества реагируют с кислотами:

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2OZn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Оксид и гидроксид цинка реагируют также и со щелочами:

В результате реакций со щелочами в растворах образуются комплексные ионы – тетрагидроксоцинкаты (например, Na2[Zn(OH)4]), а при сплавлении – цинкаты (например, Na2ZnO2). Чтобы составить формулы цинкатов, запишите формулу гидроксида цинка Zn(OH)2 как формулу кислоты – H2ZnO2. Кислотным остатком такой кислоты является ион ZnO22–.

При диссоциации этих солей в растворах образуются ионы, в которых цинк входит в состав анионов, поэтому говорят, что в этих соединениях «цинк в анионной форме».

Докажем амфотерность оксида и гидроксида алюминия Al(ОН)3. Он растворяется в кислотах с образованием солей, где алюминий находится в катионной форме:

Al(ОН)3 + 3Н+ = Al3+ + 3H2O

Но гидроксид алюминия взаимодействует и со щелочами. При сплавлении со щелочами образуются алюминаты (метаалюминаты):

Al(ОН)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Чтобы составить формулы алюминатов, запишите формулу гидроксида алюминия Al(ОН)3 как H3AlO3. Теперь представьте, что от 1 моль этого соединения отщепляется 1 моль воды. Образуется соединение НАlO2, в котором кислотным остатком будет ион AlO2–.

В образовавшейся соли алюминий образует анион AlO2– (алюминий в анионной форме). В растворах в результате реакции со щёлочью образуется комплексный тетрагидроксоалюминат-ион [Al(ОН)4]–:

Al(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)

Некоторые амфотерные оксиды и гидроксиды не проявляют амфотерность в обычных условиях и в растворах ведут себя как основные. Амфотерность таких соединений проявляется в более жёстких условиях. Например, гидроксид железа (III) Fe(OH)3 легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)3 + 3НCl = FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + NaOH = NaFeO2 + 2H2O

Признаком этой реакции будет растворение бурого осадка. А вот при добавлении раствора щёлочи гидроксид железа (III) не растворяется. Тогда, может быть, считать его основанием, не растворимым в воде? Дело в том, что в данном случае соль образуется при плавлении со щёлочью.

Естественно, что в ходе плавления происходит разложение гидроксида на оксид и воду, и в действительности реакция идёт между оксидом и щёлочью:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O

Таким образом, гидроксид железа (III) можно отнести к амфотерным гидроксидам, хотя основные свойства у него преобладают.

Конспект урока «Амфотерные оксиды и гидроксиды».

Следующая тема: «».

Взаимодействие с простыми веществами

с кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2):

2Mg + O2 = 2MgO

2Ca + O2 = 2CaO

2Ba + O2 = 2BaO

Ba + O2 = BaO2

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me3N2.

с галогенами

Бериллий реагирует с галогенами только при высоких температурах, а остальные металлы IIA группы — уже при комнатной температуре:

Мg + I2 = MgI2 – иодид магния

Са + Br2 = СаBr2 – бромид кальция

Ва + Cl2 = ВаCl2 – хлорид бария

с неметаллами IV–VI групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан. Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции. То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):

с водородом

Все щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с водородом. Для того чтобы магний прореагировал с водородом, одного нагрева, как в случае со щелочноземельными металлами, недостаточно, требуется, помимо высокой температуры, также и повышенное давление водорода. Бериллий не реагирует с водородом ни при каких условиях.

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.

Получение

Общим способом получения амфотерных гидроксидов является осаждение разбавленной щёлочью из растворов солей соответствующего амфотерного элемента, например:

ZnSO4 + 2NaOH ⟶ Zn(OH)2↓ + Na2SO4{\displaystyle {\mathsf {ZnSO_{4}\ +\ 2NaOH\ \longrightarrow \ Zn(OH)_{2}\downarrow \ +\ Na_{2}SO_{4}}}}

В избытке щёлочи начнётся растворение осадка гидроксида:

Zn(OH)2+2NaOH→Na2Zn(OH)4{\displaystyle {\mathsf {Zn(OH)_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}}}}

В ряде случаев при осаждении образуется не гидроксид, а гидрат оксида соответствующего элемента (например, гидраты оксидов железа(III), хрома(III), олова(II) и др.). Химические свойства таких гидратов по большей части аналогичны свойствам соответствующих гидроксидов.

Какие оксиды реагируют с водой?

Из всех оксидов с водой реагируют только:

1) все активные основные оксиды (оксиды ЩМ и ЩЗМ);

2) все кислотные оксиды, кроме диоксида кремния (SiO2);

т.е. из вышесказанного следует, что с водой точно не реагируют:

1) все малоактивные основные оксиды;

2) все амфотерные оксиды;

3) несолеобразующие оксиды (NO, N2O, CO, SiO).

Примечание:

Оксид магния медленно реагирует с водой при кипячении. Без сильного нагревания реакция MgO с H2O не протекает.

Способность определить то, какие оксиды могут реагировать с водой даже без умения писать соответствующие уравнения реакций, уже позволяет получить баллы за некоторые вопросы тестовой части ЕГЭ.

Теперь давайте разберемся, как же все-таки те или иные оксиды реагируют с водой, т.е. научимся писать соответствующие уравнения реакций.

Активные основные оксиды, реагируя с водой, образуют соответствующие им гидроксиды. Напомним, что соответствующим оксиду металла является такой гидроксид, который содержит металл в той же степени окисления, что и оксид. Так, например, при реакции с водой активных основных оксидов K+12O и Ba+2O образуются соответствующие им гидроксиды K+1OH и Ba+2(OH)2:

K2O + H2O = 2KOH – гидроксид калия

BaO + H2O = Ba(OH)2 – гидроксид бария

Все гидроксиды, соответствующие активным основным оксидам (оксидам ЩМ и ЩЗМ), относятся к щелочам. Щелочами называют все хорошо растворимые в воде гидроксиды металлов, а также малорастворимый гидроксид кальция Ca(OH)2 (как исключение).

Взаимодействие кислотных оксидов с водой так же, как и реакция активных основных оксидов с водой, приводит к образованию соответствующих гидроксидов. Только в случае кислотных оксидов им соответствуют не основные, а кислотные гидроксиды, чаще называемые кислородсодержащими кислотами. Напомним, что соответствующей кислотному оксиду является такая кислородсодержащая кислота, которая содержит кислотообразующий элемент в той же степени окисления, что и в оксиде.

Таким образом, если мы, например, хотим записать уравнение взаимодействия кислотного оксида SO3 с водой, прежде всего мы должны вспомнить основные, изучаемые в рамках школьной программы, серосодержащие кислоты. Таковыми являются сероводородная H2S, сернистая H2SO3 и серная H2SO4 кислоты. Cероводородная кислота H2S, как легко заметить, не является кислородсодержащей, поэтому ее образование при взаимодействии SO3 с водой можно сразу исключить. Из кислот H2SO3 и H2SO4 серу в степени окисления +6, как в оксиде SO3, содержит только серная кислота H2SO4. Поэтому именно она и будет образовываться в реакции SO3 с водой:

H2O + SO3 = H2SO4

Аналогично оксид N2O5, содержащий азот в степени окисления +5, реагируя с водой, образует азотную кислоту HNO3, но ни в коем случае не азотистую HNO2, поскольку в азотной кислоте степень окисления азота, как и в N2O5, равна +5, а в азотистой — +3:

N+52O5 + H2O = 2HN+5O3

Исключение:

Оксид азота (IV) (NO2) является оксидом неметалла в степени окисления +4, т.е. в соответствии с алгоритмом, описанным в таблице в самом начале данной главы, его нужно отнести к кислотным оксидам. Однако не существует такой кислоты, которая содержала бы азот в степени окисления +4.

В случае оксида NO2 принято считать, что ему соответствуют сразу две кислоты, поскольку его взаимодействие с водой приводит к одновременному образованию двух кислот:

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Хром, железо и медь

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова «хром» берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 — амфотерные, +6 — кислотные.

В природе хром встречается в виде следующих соединений.

• Fe(CrO2)2 — хромистый железняк, хромит
• (Mg, Fe)Cr2O4 — магнохромит
• (Fe, Mg)(Cr, Al)2O4 — алюмохромит

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) — Cr2O3 — происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Протекает в раскаленном состоянии.

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Реакции с солями менее активных металлов

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы — оксида хрома (III), реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании — смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

H2O + NaOH + Cr2O3 → Na3[Cr(OH)6] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr2O3 + 2NaOH → (t°) 2NaCrO2 + H2O (прокаливание, хромит натрия)

Cr2O3 + HCl = CrCl3 + H2O (сохраняем степень окисления Cr +3 )

Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) — CrO3, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая — H2CrO4 и дихромовая кислоты — H2Cr2O7.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы — в оранжевый цвет.

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый — образуется хромат.

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название «вулканчик»