Majú amfotérne vlastnosti. Vlastnosti amfotérnych kovov

Amfoterné zlúčeniny

Chémia je vždy jednotou protikladov.

Pozrite sa na periodickú tabuľku.

Niektoré prvky (takmer všetky kovy vykazujúce oxidačné stavy +1 a +2) sa tvoria hlavný oxidy a hydroxidy. Napríklad draslík vytvára oxid K20 a hydroxid KOH. Vykazujú základné vlastnosti, napríklad interakciu s kyselinami.

K20 + HCl → KCl + H20

Niektoré prvky (väčšina nekovov a kovy s oxidačnými stavmi +5, +6, +7) sa tvoria kyslé oxidy a hydroxidy. Kyslé hydroxidy sú kyseliny obsahujúce kyslík, nazývajú sa hydroxidy, pretože ich štruktúra obsahuje hydroxylová skupina, napríklad síra vytvára kyslý oxid SO3 a kyslý hydroxid H2S04 (kyselina sírová):

Takéto zlúčeniny vykazujú kyslé vlastnosti, napríklad reagujú s bázami:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

Existujú aj prvky, ktoré tvoria také oxidy a hydroxidy, ktoré vykazujú kyslé aj zásadité vlastnosti. Tento jav sa nazýva amfotérnosť ... Na tieto oxidy a hydroxidy sa zameriame v tomto článku. Všetky amfotérne oxidy a hydroxidy sú pevné látky nerozpustné vo vode.

Ako začať, ako zistiť, či je oxid alebo hydroxid amfotérny? Existuje pravidlo, ktoré je trochu podmienené, ale stále ho môžete použiť:

Amfoterné hydroxidy a oxidy sú tvorené kovmi, v oxidačných stavoch +3 a +4, napr. (Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3)

A štyri výnimky:kovyZn , Byť , Pb , Sn tvoria nasledujúce oxidy a hydroxidy:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Byť ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , v ktorom vykazujú oxidačný stav +2, ale napriek tomu tieto zlúčeniny vykazujú amfotérne vlastnosti .

Najbežnejšie amfotérne oxidy (a ich zodpovedajúce hydroxidy): ZnO, Zn (OH) 2, BeO, Be (OH) 2, PbO, Pb (OH) 2, SnO, Sn (OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH) 3, Fe203, Fe (OH) 3, Cr203, Cr (OH) 3.

Vlastnosti amfotérnych zlúčenín nie je ťažké zapamätať: interagujú s kyseliny a zásady.

• s interakciou s kyselinami je všetko jednoduché, v týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako základné:

Al203 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H20

ZnO + H2S04 → ZnSO4 + H20

BeO + HNO3 → Be (NO3) 2 + H20

Hydroxidy reagujú rovnakým spôsobom:

Fe (OH) 3 + 3HCI → FeCl3 + 3H20

Pb (OH) 2 + 2HCI → PbCl2 + 2H20

• Interakcia s alkáliami je trochu komplikovanejšia. Pri týchto reakciách sa amfotérne zlúčeniny správajú ako kyseliny a reakčné produkty môžu byť rôzne, všetko závisí od podmienok.

Buď reakcia prebieha v roztoku, alebo sa reaktanty odoberú tuhé a kondenzujú.

Interakcia bázických zlúčenín s amfotérnymi zlúčeninami počas fúzie.

Pozrime sa na príklad hydroxidu zinočnatého. Ako už bolo spomenuté, amfoterné zlúčeniny interagujú s bázickými a správajú sa ako kyseliny. Napíšme teda hydroxid zinočnatý Zn (OH) 2 ako kyselinu. Kyselina má vpredu vodík, vyberieme ho: H 2 ZnO 2. A reakcia zásady s hydroxidom bude prebiehať, akoby to bola kyselina. "Kyselinový zvyšok" ZnO 2 2 - bivalentný:

2 tis OH (tv.) + H 2 ZnO 2 (tuhé) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Výsledná látka K 2 ZnO 2 sa nazýva metazinát draselný (alebo jednoducho zinočnan draselný). Táto látka je soľou draslíka a hypotetickou „kyselinou zinočnatou“ H 2 ZnO 2 (nie je úplne správne nazývať také zlúčeniny soľami, ale pre vlastnú potrebu na to zabudneme). Iba hydroxid zinočnatý by sa mal písať takto: H 2 ZnO 2 nie je dobrý. Zn (OH) 2 píšeme ako obvykle, ale máme na mysli (pre vlastnú potrebu), že je to „kyselina“:

2KOH (s) + Zn (OH) 2 (s) (t, fúzia) → K2ZnO2 + 2H20

S hydroxidmi, v ktorých sú 2 skupiny OH, bude všetko rovnaké ako so zinkom:

Be (OH) 2 (s) + 2NaOH (s) (t, fúzia) → 2H20 + Na2BeO2 (metaberilát sodný alebo berylát)

Pb (OH) 2 (tv.) + 2NaOH (tv.) (T, fúzia) → 2H20 + Na2PbO2 (metaplumbát sodný alebo plumbát)

Amfoterné hydroxidy s tromi OH skupinami (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) sa mierne líšia.

Analyzujme to na príklade hydroxidu hlinitého: Al (OH) 3, napíšme ho vo forme kyseliny: H 3 AlO 3, ale nenechávame ho v tejto podobe, ale odtiaľ vyberieme vodu:

H 3 AlO 3 - H 2 O → HA l O 2 + H 2 O.

Pracujeme s touto „kyselinou“ (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H20 + KAlO 2 (meta-hlinitan draselný alebo jednoducho hlinitan)

Ale hydroxid hlinitý sa nedá takto zapísať ako HAlO 2, zapíšeme si ho ako obvykle, ale máme tu na mysli „kyselinu“:

Al (OH) 3 (s) + KOH (s) (t, fúzia) → 2H20 + KAlO2 (metaluminát draselný)

Rovnako je to s hydroxidom chrómovým:

Cr (OH) 3 → H3Cr03 → HCr02

Cr (OH) 3 (s) + KOH (s) (t, fúzia) → 2H20 + KCrO2 (metachroman draselný,

ALE NIE CHROMÁT, chromany sú soli kyseliny chrómovej).

S hydroxidmi obsahujúcimi štyri OH skupiny je to úplne to isté: posúvame vodík vpred a odstraňujeme vodu:

Sn (OH) 4 → H4 SnO4 → H2 SnO3

Pb (OH) 4 → H4 PbO4 → H2 PbO3

Malo by sa pamätať na to, že olovo a cín tvoria každý dva amfotérne hydroxidy: v oxidačnom stave +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) a +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4).

A tieto hydroxidy budú tvoriť rôzne „soli“:

Oxidačný stav
Hydroxidový vzorec	Sn (OH) 2	Pb (OH) 2	Sn (OH) 4	Pb (OH) 4
Kyselina hydroxidová	H 2 SnO 2	H 2 PbO 2	H 2 SnO 3	H 2 PbO 3
Soľ (draslík)	K 2 SnO 2	K 2 PbO 2	K 2 SnO 3	K 2 PbO 3
Názov soli			metastannAT	metablumbAT

Rovnakými zásadami ako v názvoch bežných „solí“ je prvkom v najvyššom oxidačnom stave prípona AT v medziprodukte - IT.

Takéto „soli“ (metachromáty, meta-hlinitany, metaberyláty, metazinkáty atď.) Sa získavajú nielen v dôsledku interakcie alkálií a amfotérnych hydroxidov. Tieto zlúčeniny sa tvoria vždy, keď dôjde ku kontaktu silne zásaditého „sveta“ a amfoterného (pri fúzii). To znamená, že rovnakým spôsobom ako amfotérne hydroxidy budú reagovať amfotérne oxidy a soli kovov tvoriace amfotérne oxidy (soli slabých kyselín) s alkáliami. A namiesto zásady môžete vziať silne zásaditý oxid a soľ kovu, ktorá vytvára zásadu (soľ slabá kyselina).

Interakcie:

Pamätajte, že nižšie uvedené reakcie prebiehajú počas fúzie.

Amfoterný oxid so silným oxidom zásaditým:

ZnO (tuhá látka) + K 2 O (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 (metazinát draselný alebo len zinočnan draselný)

Amfoterný oxid s alkáliami:

ZnO (tuhá látka) + 2KOH (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterný oxid so soľou slabej kyseliny a alkalickým kovom:

ZnO (tuhá látka) + K 2CO 3 (tuhá látka) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Amfoterný hydroxid so silným oxidom zásaditým:

Zn (OH) 2 (s) + K20 (s) (t, fúzia) → K2ZnO2 + H20

Amfoterný hydroxid s alkáliami:

Zn (OH) 2 (s) + 2KOH (s) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Amfoterný hydroxid so soľou slabej kyseliny a alkalickým kovom:

Zn (OH) 2 (s) + K2CO3 (s) (t, fúzia) → K2ZnO2 + CO2 + H20

Soli slabej kyseliny a kovu, ktoré tvoria amfotérnu zlúčeninu so silne zásaditým oxidom:

ZnCO 3 (s) + K 2 O (s) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Soli slabej kyseliny a kovu tvoriace amfotérnu zlúčeninu s alkáliou:

ZnCO 3 (s) + 2KOH (s) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli slabej kyseliny a kovu, ktorý tvorí amfotérnu zlúčeninu so soľou slabej kyseliny a kovu, ktorý vytvára zásadu:

ZnCO 3 (s) + K 2 CO 3 (s) (t, fúzia) → K 2 ZnO 2 + 2CO 2

Nižšie sú uvedené informácie o soliach amfoterných hydroxidov, ktoré sú v USA najbežnejšie označené červenou farbou.

	Hydroxid	Hydroxid ako kyselina	Kyslý zvyšok		Názov soli
BeO	Byť (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberylát (berylát)
ZnO	Zn (OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazinát (zinkát)
Al 2 O 3	Al (OH) 3	Ahoj 2	AlO 2 —	KAlO 2	Meta hlinitany (hlinitany)
Fe 2 O 3	Fe (OH) 3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferrat (ALE NIE FERRÁT)
	Sn (OH) 2	H 2 SnO 2	SnO 2 2-	K 2 SnO 2
	Pb (OH) 2	H 2 PbO 2	PbO 2 2-	K 2 PbO 2
SnO 2	Sn (OH) 4	H 2 SnO 3	SnO 3 2-	K 2 SnO 3	MetastannAT (stannát)
PbO 2	Pb (OH) 4	H 2 PbO 3	PbO 3 2-	K 2 PbO 3	Metablumbat (plumbat)
Cr 2 O 3	Cr (OH) 3	HCr02	CrO 2 -	KCrO 2	Metachromat (ALE NIE CHROMÁT)

Interakcia amfotérnych zlúčenín s alkalickými roztokmi (tu iba zásadami).

V zjednotenej štátnej skúške sa to nazýva „rozpustenie zásady hydroxidu hlinitého (zinok, berýlium atď.)“. Je to spôsobené schopnosťou kovov v zložení amfotérnych hydroxidov v prítomnosti prebytku hydroxidových iónov (v alkalickom prostredí) viazať tieto ióny na seba. Častica je tvorená kovom (hliník, berýlium atď.) V strede, ktorý je obklopený hydroxidovými iónmi. Táto častica sa stáva záporne nabitou (aniónom) v dôsledku hydroxidových iónov a tento ión sa bude nazývať hydroxoaluminát, hydroxyzinát, hydroxyberyllát atď. Ďalej môže proces prebiehať rôznymi spôsobmi; kov môže byť obklopený rôznym počtom hydroxidových iónov.

Zvážime dva prípady: keď je kov obklopený štyri hydroxidové iónya keď je obklopený šesť hydroxidových iónov.

Napíšme skrátenú iónovú rovnicu týchto procesov:

Al (OH) 3 + OH - → Al (OH) 4 -

Výsledný ión sa nazýva tetrahydroxoaluminátový ión. Predpona „tetra-“ sa pridáva preto, lebo existujú štyri hydroxidové ióny. Tetrahydroxoaluminátový ión má náboj -, pretože sa ukazuje, že hliník má náboj 3+ a štyri hydroxidové ióny 4-, celkovo.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Ión vznikajúci pri tejto reakcii sa nazýva hexahydroxoaluminátový ión. Pridáva sa predpona „hexo“, pretože hydroxidový ión je šesť.

Je povinné pridať predponu označujúcu množstvo hydroxidových iónov. Pretože ak napíšete iba „hydroxoaluminát“, nie je jasné, ktorý ión máte na mysli: Al (OH) 4 - alebo Al (OH) 6 3-.

Pri interakcii zásady s amfoterným hydroxidom sa v roztoku vytvorí soľ. Katiónom, ktorý je alkalickým katiónom, a aniónom je komplexný ión, o ktorého tvorbe sme uvažovali skôr. Anión je hranaté zátvorky.

Al (OH) 3 + KOH → K (tetrahydroxoaluminát draselný)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (hexahydroxoaluminát draselný)

Aký druh (hexa- alebo tetra-) soli napíšete ako produkt, nezáleží na tom. Aj u respondentov skúšky je napísané: „... K 3 (tvorba K je prípustná.“)

Okrem amfotérnych hydroxidov reagujú amfotérne oxidy s alkáliami. Produkt bude rovnaký. Iba ak napíšete reakciu takto:

Al203 + NaOH → Na

Al203 + NaOH → Na3

Ale tieto reakcie sa nevyrovnajú. Je potrebné pridať vodu na ľavú stranu, pretože interakcia prebieha v roztoku, je jej dostatok vody a všetko sa vyrovná:

Al203 + 2NaOH + 3H20 → 2Na

Al203 + 6NaOH + 3H20 → 2Na3

Okrem amfotérnych oxidov a hydroxidov interagujú niektoré obzvlášť aktívne kovy s alkalickými roztokmi, ktoré tvoria amfotérne zlúčeniny. A to konkrétne: hliník, zinok a berýlium. Na vyrovnanie potrebuje ľavica aj vodu. Okrem toho je hlavným rozdielom medzi týmito procesmi uvoľňovanie vodíka:

2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2

2Al + 6NaOH + 6H20 → 2Na3 + 3H2

V nasledujúcej tabuľke sú uvedené najbežnejšie príklady vlastností amfotérnych zlúčenín pri skúške:

Amfoterná látka		Názov soli
Al 2 O 3 Al (OH) 3		Tetrahydroxoaluminát sodný	Al (OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2 Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Hexahydroxoaluminát sodný	Al (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2 Al + 6 NaaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3 H 2
Zn (OH) 2	K 2	Tetrahydroxozinát sodný	Zn (OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K 4	Hexahydroxozinát sodný	Zn (OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + H 2
Buďte (OH) 2	Li 2	Lítium-tetrahydroxoberylát	Byť (OH) 2 + 2 LiOH → Li 2 BeO + 2 LiOH + H 2 O → Li 2 Buďte + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Lítium hexahydroxoberylát	Byť (OH) 2 + 4 LiOH → Li 4 BeO + 4 LiOH + H 2 O → Li 4 Buďte + 4 LiOH + 2 H 2 O → Li 4 + H 2
Cr 2 O 3 Cr (OH) 3		Tetrahydroxochroman sodný	Cr (OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexahydroxochroman sodný	Cr (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe 2 O 3 Fe (OH) 3		Tetrahydroxoferát sodný	Fe (OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Hexahydroxoferát sodný	Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli získané pri týchto interakciách reagujú s kyselinami a tvoria dve ďalšie soli (soli tejto kyseliny a dva kovy):

2Na 3 + 6 H 2 TAK 4 → 3Na 2 TAK 4 + Al 2 (SO 4 ) 3 + 12 H 2 O

To je všetko! Nič zložité. Hlavnou vecou nie je zamieňať sa, pamätajte, čo sa tvorí pri fúzii, čo je v roztoku. S úlohami v tejto oblasti sa stretávame veľmi často B časti.

Amfoterné oxidy reagujú so silnými kyselinami za vzniku solí týchto kyselín. Takéto reakcie sú prejavom základných vlastností amfotérnych oxidov, napríklad:

ZnO + H2S04 → ZnSO4 + H20

Tiež reagujú so silnými zásadami, čím prejavujú svoje kyslé vlastnosti, napríklad:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O Amfoterné oxidy môžu reagovať s alkáliami dvoma spôsobmi: v roztoku a v tavenine.

• Keď reaguje s alkáliami v tavenine, vzniká obyčajná stredná soľ (ako je znázornené v príklade vyššie).
• Po reakcii s alkáliou sa v roztoku vytvorí komplexná soľ.

Al 2 O 3 + 2 Na NaOH + 3 H 2 O → 2 Na (v tomto prípade vzniká tetrahydroxoaluminát sodný)

Každý amfoterný kov má svoje vlastné koordinačné číslo. Pre Be a Zn je to 4; Pre Al je to 4 alebo 6; Pre Cr je to 6 alebo (veľmi zriedka) 4;

Amfoterné oxidy sa zvyčajne nerozpúšťajú vo vode a nereagujú s nimi.

Príklady

pozri tiež

Wikimedia Foundation. 2010.

Pozrite sa, čo sú „amfotérne oxidy“ v iných slovníkoch:

Oxidy kovov sú zlúčeniny kovov s kyslíkom. Mnohé z nich sa môžu kombinovať s jednou alebo viacerými molekulami vody za vzniku hydroxidov. Väčšina oxidov je zásaditá, pretože ich hydroxidy sa správajú ako zásady. Niektorí však ... ... Oficiálna terminológia

OXIDY, anorganické zlúčeniny, v ktorých je KYSLÍK naviazaný na iný prvok. Oxidy sa často tvoria, keď prvok horí na vzduchu alebo v prítomnosti kyslíka. Horčík (Mg) teda vytvára pri horení oxid horečnatý (MgO). Oxidy sú ... ... Vedecký a technický encyklopedický slovník

Oxid (oxid, oxid) binárna zlúčenina chemický prvok s kyslíkom v oxidačnom stave −2, v ktorom je samotný kyslík viazaný iba na menej elektronegatívny prvok. Chemický prvok kyslík je druhý v elektronegativite ... ... Wikipedia

Amfoterné hydroxidy sú anorganické zlúčeniny, hydroxidy amfotérnych prvkov, v závislosti na podmienkach, vykazujúce vlastnosti kyslých alebo zásaditých hydroxidov. Obsah 1 Všeobecné vlastnosti 2 Získavanie ... Wikipedia

oxidy - Kombinácia chemického prvku s kyslíkom. Podľa ich chemických vlastností sa všetky oxidy delia na soľné (napríklad Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) a slané (napríklad CO, N20, NO, H20). Oxidy tvoriace soľ sa delia na ... ... Sprievodca technickým prekladateľom

OXIDY - chem. zlúčeniny prvkov s kyslíkom (starý názov sú oxidy); jedna z najdôležitejších tried chem. látok. O. vznikajú najčastejšie pri priamej oxidácii jednoduchých a zložitých látok. Pr. počas oxidácie uhľovodíkov sa tvoria O. Veľká polytechnická encyklopédia

Zlúčeniny prvkov s kyslíkom. V O. je oxidačný stav atómu kyslíka H2. O. zahŕňa všetky spojenia. prvky s kyslíkom, s výnimkou, ktoré obsahujú atómy O, navzájom spojené (peroxidy, superoxidy, ozonidy) a komp. fluór s kyslíkom ... ... Chemická encyklopédia

Oxidy, oxidy, chemické zlúčeniny prvky s kyslíkom. Chem. Všetci O. sa delia na soľotvorné a nesolotvorné. Soľ tvoriaca O. sa ďalej delí na zásadité, kyslé a amfotérne (produkty ich interakcie s vodou sú ... ... Veľký encyklopedický polytechnický slovník

Základné oxidy sú oxidy 1, 2 a asi 3 valenčných kovov. Patria sem: oxidy kovov hlavnej podskupiny prvej skupiny (alkalické kovy) Li Fr oxidy kovov hlavnej podskupiny druhej skupiny (kovy alkalických zemín) ... ... Wikipedia

Oxidy, ktoré netvoria soľ - oxidy, ktoré nevykazujú kyslé, zásadité alebo amfotérne vlastnosti a netvoria soli. Predtým sa také oxidy nazývali ľahostajné alebo ľahostajné, ale to nie je pravda, pretože svojou chemickou povahou údaje ... Wikipedia

Zlúčeniny, ktoré vykazujú chemickú dualitu, sa nazývajú amfotérne. Existujú nasledujúce typy podobných zlúčenín: - oxidy (Sn02, PbO, PbO2, Cr203, Cu20); - kovy (Al, Pb, Zn, Fe, Cu, Be, Cr); - hydroxidy (Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Fe (OH) 3).

Tieto zlúčeniny môžu interagovať s bázami aj kyselinami. Prechodné kovy a prvky vedľajších skupín majú také vlastnosti. Kovy tohto typu a ich zliatiny sa vyznačujú množstvom jedinečných vlastností, vďaka ktorým sú široko používané v mnohých priemyselných odvetviach.

Takéto kovy ľahko interagujú s zásadami a kyselinami, prakticky sa nerozpúšťajú vo vode a dajú sa ľahko spracovať. Chovanie amfotérnych zlúčenín počas chemickej reakcie závisí od vlastností rozpúšťadla a podmienok jeho implementácie, povahy reagencií a rôznych ďalších faktorov.

Najbežnejšie kovy s chemickou dualitou sú hliník, zinok, chróm.

Amfoterné zliatiny sa vyznačujú vysokou pevnosťou a dobrou ťažnosťou. Vyznačujú sa tiež mäkkým magnetickým chovaním, nízkymi akustickými stratami a vysokým elektrickým odporom. Niektoré amfotérne kovy sú vysoko odolné proti korózii. Amfoterné zliatiny sa valcujú za studena do fólie aj pri izbovej teplote.

Aplikácia amfotérnych materiálov

Medzi najodolnejšie materiály patria kovové sklá, ktorých základom je Ni, Fe a Co. Amfoterné zliatiny kovov sa často používajú na výrobu výrobkov, ktoré prichádzajú do styku s agresívnym prostredím. Používajú sa pri výrobe káblov a na vystuženie vysokotlakových potrubí, pri výrobe kovových prvkov pneumatík a rôznych konštrukcií, ktorých prevádzka spočíva v ponorení do morskej vody.

Kovy s dvojitými chemickými vlastnosťami sa široko používajú na výrobu pružín pre hodinové strojčeky, seizmické snímače, váhy, snímače krútiaceho momentu a rýchlosti a číselníkové ukazovatele.

Veľa predmetov pre domácnosť sa vyrába z amfotérnej pásky: zvinovacie metre, príbory, rôzne riady, žiletky. Unikátne zliatiny našli uplatnenie aj v rôznych zariadeniach na záznam zvuku a videa.

Postupom času sa objavuje čoraz viac nových chemických zlúčenín s amfotérnymi vlastnosťami. Takéto materiály sa oprávnene považujú za materiály budúcnosti, ale ich rozšírenej distribúcii bráni množstvo určitých faktorov: malá veľkosť výsledných výrobkov (pásky a drôty), vysoké náklady na jedinečné zliatiny a nízka zvárateľnosť niektorých prvkov.

Amfoterné kovy sú jednoduché látky, ktoré sú štrukturálne, chemické a podobné kovovej skupine prvkov. Samotné kovy nemôžu na rozdiel od svojich zlúčenín vykazovať amfotérne vlastnosti. Napríklad oxidy a hydroxidy niektorých kovov majú dvojakú chemickú povahu - v niektorých podmienkach sa správajú ako kyseliny, zatiaľ čo v iných majú vlastnosti alkálií.

Hlavné amfotérne kovy sú hliník, zinok, chróm, železo. Berýlium a stroncium možno označiť rovnakou skupinou prvkov.

amfotericita?

Táto vlastnosť bola prvýkrát objavená už veľmi dávno. A pojem „amfotérne prvky“ zaviedli do vedy v roku 1814 slávni chemici L. Thénard a J. Gay-Lussac. V tých časoch chemické zlúčeniny počas reakcií bolo zvykom deliť sa na skupiny, ktoré zodpovedali ich základným vlastnostiam.

Skupina oxidov a zásad však mala dvojitú moc. Za určitých podmienok sa také látky správali ako alkálie, v iných naopak pôsobili ako kyseliny. Tak vznikol pojem „amfotérnosť“. Chovanie počas kyslo-zásaditej reakcie závisí od podmienok jej uskutočnenia, povahy použitých činidiel a tiež od vlastností rozpúšťadla.

Je zaujímavé, že v prírodných podmienkach môžu amfotérne kovy interagovať s zásadami aj s kyselinami. Napríklad počas reakcie hliníka so síranom hlinitým. A keď rovnaký kov reaguje s koncentrovanou zásadou, vytvorí sa komplexná soľ.

Amfoterné bázy a ich hlavné vlastnosti

Za normálnych podmienok sú to tuhé látky. Sú prakticky nerozpustné vo vode a považujú sa za dosť slabé elektrolyty.

Hlavným spôsobom prípravy týchto zásad je reakcia soli kovu s malým množstvom zásady. Zrážacia reakcia sa musí uskutočňovať pomaly a opatrne. Napríklad pri príjme hydroxidu zinočnatého do skúmavky s chloridom zinočnatým opatrne po kvapkách pridávajte lúh sodný. Zakaždým mierne potraste nádobou, aby na dne nádoby bola biela usadenina.

S kyselinami a amfotérnymi látkami reagujú ako zásady. Napríklad keď hydroxid zinočnatý reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, vzniká chlorid zinočnatý.

Ale počas reakcií s bázami sa amfotérne zásady správajú ako kyseliny.

Okrem toho sa pri silnom zahriatí rozkladajú a vytvárajú zodpovedajúci amfotérny oxid a vodu.

Najbežnejšie amfotérne kovy sú: stručný popis

Zinok patrí do skupiny amfotérnych prvkov. A hoci sa zliatiny tejto látky v starovekých civilizáciách široko používali, dokázali ju izolovať v čistej forme až v roku 1746.

Čistý kov je dosť krehká modrastá látka. Zinok na vzduchu rýchlo oxiduje - jeho povrch je zakalený a pokrytý tenkým oxidovým filmom.

V prírode existuje zinok hlavne vo forme minerálov - zinočitany, kováčstvo, kalamit. Najznámejšou látkou je zinková zmes, ktorá je zložená zo sulfidu zinočnatého. Najväčšie náleziská tohto minerálu sa nachádzajú v Bolívii a Austrálii.

Hliník dnes sa považuje za najhojnejší kov na planéte. Jeho zliatiny sa používali už celé storočia a v roku 1825 bola látka izolovaná v najčistejšej podobe.

Čistý hliník je ľahký, striebristý kov. Ľahko sa opracováva a odlieva. Tento prvok má vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť. Okrem toho, tento kov odolný proti korózii. Faktom je, že jeho povrch je pokrytý tenkým, ale veľmi odolným oxidovým filmom.

Dnes je hliník v priemysle veľmi rozšírený.

13.1. Definície

Najdôležitejšie skupiny anorganických látok tradične zahŕňajú jednoduché látky (kovy a nekovy), oxidy (kyslé, zásadité a amfotérne), hydroxidy (časť kyselín, zásad, amfoterné hydroxidy) a soli. Látky patriace do rovnakej triedy majú podobné chemické vlastnosti. Ale už viete, že pri rozlišovaní týchto tried sa používajú rôzne klasifikačné znaky.
V tomto odseku konečne sformulujeme definície všetkých najdôležitejších tried chemických látok a zistíme, ako sa tieto triedy rozlišujú.
Začnime s jednoduché látky (klasifikácia podľa počtu prvkov, ktoré tvoria látku). Spravidla sa delia na kovya nekovy(obr. 13.1- a).
Definíciu „kovu“ už poznáte.

Z tejto definície vidno, že hlavnou črtou, ktorá nám umožňuje rozdeliť jednoduché látky na kovy a nekovy, je typ chemická väzba.

Vo väčšine nekovov je väzba kovalentná. Ale existujú aj vzácne plyny (jednoduché látky prvkov skupiny VIIIA), ktorých atómy v pevnom a kvapalnom stave sú spojené iba medzimolekulovými väzbami. Preto aj definícia.

Podľa ich chemických vlastností skupina tzv amfotérne kovy.Tento názov odráža schopnosť týchto kovov reagovať s kyselinami aj zásadami (ako amfotérne oxidy alebo hydroxidy) (obr. 13.1 - b).
Okrem toho sú kvôli chemickej inertnosti izolované kovy ušľachtilé kovy.Patrí sem zlato, ruténium, ródium, paládium, osmium, irídium, platina. Mierne reaktívnejšie striebro sa tradične označuje tiež ako ušľachtilé kovy, ale inertné kovy ako tantal, niób a niektoré ďalšie sem nepatria. Existujú aj ďalšie klasifikácie kovov, napríklad v metalurgii sú všetky kovy rozdelené na čierne a farebné,klasifikácia železa a jeho zliatin ako železných kovov.
Z komplexné látky najdôležitejšie sú predovšetkým oxidy (pozri §2.5), ale keďže ich klasifikácia zohľadňuje acidobázické vlastnosti týchto zlúčenín, najskôr si spomenieme na čo kyselina a dôvody.

Oddelíme tak kyseliny a zásady od celkovej hmotnosti zlúčenín pomocou dvoch vlastností: zloženia a chemických vlastností.
Podľa zloženia sa kyseliny delia na okysličené (oxokyseliny) a anoxický(obr. 13.2).

Malo by sa pamätať na to, že kyseliny obsahujúce kyslík sú štruktúrne hydroxidy.

Poznámka. Pre anoxické kyseliny sa tradične používa slovo „kyselina“, keď prichádza o roztoku zodpovedajúcej jednotlivej látky, napríklad: látka HCl sa nazýva chlorovodík a jej vodný roztok sa volá kyselina chlorovodíková alebo kyselina chlorovodíková.

Teraz sa vráťme k oxidom. Do skupiny sme zaradili oxidy kysléalebo majortým, ako reagujú s vodou (alebo tým, či sa získavajú z kyselín alebo zásad). Nie všetky oxidy ale reagujú s vodou, ale väčšina z nich reaguje s kyselinami alebo zásadami, takže je lepšie klasifikovať oxidy podľa tejto vlastnosti.

Existuje niekoľko oxidov, ktoré za normálnych podmienok nereagujú s kyselinami alebo zásadami. Takéto oxidy sa nazývajú nesolotvorný... Sú to napríklad CO, SiO, N20, NO, Mn02. Naproti tomu sa zvyšné oxidy nazývajú soľotvorná(obr. 13.3).

Ako viete, väčšina kyselín a zásad patrí do hydroxidy... Podľa schopnosti hydroxidov reagovať s kyselinami a zásadami, medzi nimi (rovnako ako medzi oxidmi), amfotérne hydroxidy(obr. 13.4).

Teraz zostáva na nás, aby sme ich definovali soli... Pojem „soľ“ sa používa už dlho. Ako sa veda rozvíjala, jej význam sa opakovane menil, rozširoval a vylepšoval. V modernom zmysle je soľ iónová zlúčenina, ale soli tradične nezahŕňajú iónové oxidy (pretože sa im hovorí zásadité oxidy), iónové hydroxidy (zásady), ako aj iónové hydridy, karbidy, nitridy atď. Preto možno zjednodušene povedať, že

Môže byť uvedená iná, presnejšia definícia solí.

Na základe tejto definície sa oxóniové soli zvyčajne označujú ako soli a kyseliny.
Soli sa zvyčajne delia na kyslé, priemer a hlavný (obr. 13.5).

To znamená, že zloženie aniónov kyslých solí zahrnuje atómy vodíka viazané kovalentnými väzbami s inými atómami aniónov a je možné ich odlúčiť pôsobením zásad.

Zásadité soli sú zvyčajne veľmi zložité a často nerozpustné vo vode. Typickým príkladom zásaditej soli je malachitový minerál Cu 2 (OH) 2 CO 3.

Ako vidíte, najdôležitejšie triedy chemikálií sa rozlišujú podľa rôznych klasifikačných kritérií. Ale na akomkoľvek základe rozlišujeme triedu látok, všetky látky tejto triedy majú spoločné chemické vlastnosti.

V tejto kapitole sa dozviete o najcharakteristickejších chemických vlastnostiach týchto tried látok a najdôležitejších metódach ich získavania.

KOVY, NEKOVY, AMFOTERICKÉ KOVY, KYSELINY, ZÁSADY, OXOIDY, KYSELINY BEZ ANCIDOV, ZÁKLADNÉ OXIDY, KYSELINY KYSELINY, AMFOTERICKÉ OXIDY, AMFOTERICKÉ HYDROXIDY, OXIDY
1. Kde v prírodnom systéme prvkov sú prvky, ktoré tvoria kovy, a kde sú prvky, ktoré tvoria nekovy?
2. Napíšte vzorce pre päť kovov a päť nekovov.
3. Vytvorte štruktúrne vzorce nasledujúcich zlúčenín:
(H30) Cl, (H30) 2S04, HCI, H2S, H2S04, H3P04, H2C03, Ba (OH) 2, RbOH.
4. Ktoré oxidy zodpovedajú nasledujúcim hydroxidom:
H2S04, Ca (OH) 2, H3P04, Al (OH) 3, HNO3, LiOH?
Aký je druh (kyslý alebo zásaditý) každého z týchto oxidov?
5. Nájdite soli medzi nasledujúcimi látkami. Vytvorte ich štruktúrne vzorce.
KNO 2, Al 2 O 3, Al 2 S 3, HCN, CS 2, H 2 S, K 2, SiCl 4, CaSO 4, AlPO 4
6. Vytvorte štruktúrny vzorec nasledujúcich kyslých solí:
NaHS04, KHS03, NaHC03, Ca (H2P04) 2, CaHP04.

13.2. Kovy

V kovových kryštáloch a v ich taveninách sú atómové jadrá spojené jediným elektrónovým mrakom kovovej väzby. Rovnako ako jediný atóm prvku, z ktorého sa skladá kov, má kryštál kovu schopnosť darovať elektróny. Tendencia kovu darovať elektróny závisí od jeho štruktúry a predovšetkým od veľkosti jeho atómov: čím väčšie sú atómové jadrá (teda väčšie iónové polomery), tým ľahšie kov daruje elektróny.
Kovy sú jednoduché látky, takže oxidačný stav atómov v nich je 0. Pri vstupe do reakcií kovy takmer vždy menia oxidačný stav svojich atómov. Atómy kovov, ktoré nemajú tendenciu prijímať elektróny, ich môžu iba darovať alebo socializovať. Elektronegativita týchto atómov je malá, preto aj keď vytvárajú kovalentné väzby, atómy kovov získavajú pozitívny oxidačný stav. V dôsledku toho vykazujú všetky kovy do istej miery obnovovacie vlastnosti... Reagujú:
1) C. nekovy (ale nie všetci a nie všetci):
4Li + 02 \u003d 2Li20,
3Mg + N2 \u003d Mg3N2 (pri zahrievaní),
Fe + S \u003d FeS (pri zahriatí).
Najaktívnejšie kovy ľahko reagujú s halogénmi a kyslíkom a iba lítium a horčík reagujú s veľmi silnými molekulami dusíka.
Pri reakcii s kyslíkom väčšina kovov vytvára oxidy a najaktívnejšie - peroxidy (Na 2 O 2, BaO 2) a ďalšie zložitejšie zlúčeniny.
2) C. oxidy menej aktívne kovy:
2Ca + MnO 2 \u003d 2CaO + Mn (pri zahrievaní),
2 Al + Fe 2 O 3 \u003d Al 2 O 3 + 2Fe (s predhrievaním).
Možnosť uskutočnenia týchto reakcií je určená všeobecným pravidlom (redoxné reakcie prebiehajú v smere tvorby slabšieho oxidačného činidla a redukčného činidla) a závisí nielen od aktivity kovu (tým aktívnejší, tj. Kov, ktorý sa vzdáva svojich elektrónov, ľahšie obnovuje menej aktívny kov), ale aj od energie kryštálovej mriežky oxidu ( reakcia prebieha v smere tvorby „silnejšieho“ oxidu).
3) C. kyslé roztoky (§ 12.2):
Mg + 2H3O \u003d Mg 2B + H 2 + 2 H 2 O, Fe + 2 H 3 O \u003d Fe 2 + H 2 + 2 H 2 O,
Mg + H2S04p \u003d MgS04p + H2, Fe + 2HCl p \u003d FeCl2p + H2.
V tomto prípade je možnosť reakcie ľahko určená radom napätí (reakcia pokračuje, ak je kov v sérii napätí vľavo od vodíka).
4) C. soľné roztoky (§ 12.2):

Fe + Cu 2 \u003d Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag \u003d Cu 2 + 2Ag,
Fe + CuSO 4p \u003d Cu + FeSO 4p, Cu + 2AgNO 3p \u003d 2Ag + Cu (NO 3) 2p.
Na stanovenie možnosti uskutočnenia reakcie sa tiež používa niekoľko napätí.
5) Okrem toho najaktívnejšie kovy (zásady a kovy alkalických zemín) reagujú s vodou (§ 11.4):
2Na + 2H20 \u003d 2Na + H2 + 2OH, Ca + 2H20 \u003d Ca2 + H2 + 2OH,
2Na + 2H20 \u003d 2NaOH p + H2, Ca + 2H20 \u003d Ca (OH) 2p + H2.
V druhej reakcii je možná tvorba zrazeniny Ca (OH) 2.
Väčšina kovov v priemysle dostať,znižovanie ich oxidov:
Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2 (pri vysokej teplote),
Mn02 + 2C \u003d Mn + 2CO (pri vysokej teplote).
V laboratóriu sa na to často používa vodík:

Najaktívnejšie kovy v priemysle aj v laboratóriu sa získavajú elektrolýzou (§ 9.9).
V laboratóriu možno menej aktívne kovy redukovať z roztokov ich solí s aktívnejšími kovmi (obmedzenia sú uvedené v § 12.2).

1. Prečo kovy nemajú tendenciu vykazovať oxidačné vlastnosti?
2. Čo určuje predovšetkým chemickú aktivitu kovov?
3. Vykonajte transformácie
a) Li Li20 O LiOH LiCl; b) NaCl Na Na202;
c) FeO Fe FeS Fe203; d) CuCl2 Cu (OH) 2 CuO Cu CuBr2.
4. Obnovte ľavú stranu rovníc:
a) ... \u003d H20 + Cu;
b) ... \u003d 3CO + 2Fe;
c) ... \u003d 2Cr + Al203
. Chemické vlastnosti kovy.

13.3. Nekovy

Na rozdiel od kovov sa nekovy navzájom veľmi líšia svojimi vlastnosťami - fyzikálnymi aj chemickými, ba dokonca aj typom štruktúry. Ale okrem vzácnych plynov je vo všetkých nekovoch väzba medzi atómami kovalentná.
Atómy, ktoré tvoria nekovy, majú tendenciu pripájať elektróny, ale pri vytváraní jednoduchých látok nemôžu túto tendenciu „uspokojiť“. Preto majú nekovy (do jedného alebo druhého stupňa) tendenciu pripájať elektróny, to znamená, že môžu prejavovať oxidačné vlastnosti... Oxidačná aktivita nekovov závisí na jednej strane od veľkosti atómov (čím menšie sú atómy, tým je látka aktívnejšia), a na druhej strane od sily kovalentných väzieb v jednoduchej látke (čím silnejšie sú väzby, tým je látka menej aktívna). Pri tvorbe iónových zlúčenín atómy nekovov skutočne pridávajú „extra“ elektróny a pri tvorbe zlúčenín s kovalentnými väzbami posúvajú iba spoločné elektrónové páry v ich smere. V obidvoch prípadoch oxidačný stav klesá.
Nekovy môžu oxidovať:
1) kovy (látky viac-menej sklonné darovať elektróny):
3F 2 + 2Al \u003d 2AlF 3,
O 2 + 2Mg \u003d 2MgO (s predhrievaním),
S + Fe \u003d FeS (pri zahriatí),
2C + Ca \u003d CaC 2 (pri zahriatí).
2) iné nekovy (menej náchylné na prijímanie elektrónov):
2F 2 + C \u003d CF 4 (pri zahrievaní),
O 2 + S \u003d SO 2 (s predhrievaním),
S + H 2 \u003d H2 S (pri zahriatí),
3) veľa zložité látky:
4F 2 + CH4 \u003d CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 \u003d 2N 2 + 6H20 (po zahriatí),
Cl2 + 2HBr \u003d Br2 + 2HCl.
Tu je možnosť reakcie určená predovšetkým silou väzieb v reaktantoch a reakčných produktoch a môže byť určená výpočtom G.
Najsilnejším oxidačným činidlom je fluór. Kyslík a chlór nie sú oveľa nižšie (dávajte pozor na ich polohu v sústave prvkov).
Bór, grafit (a diamant), kremík a ďalšie jednoduché látky tvorené prvkami susediacimi s hranicou medzi kovmi a nekovmi vykazujú oxidačné vlastnosti v oveľa menšej miere. Atómy týchto prvkov majú menšiu pravdepodobnosť pripojenia elektrónov. Práve tieto látky (najmä grafit a vodík) sú schopné vystavovať sa obnovovacie vlastnosti:
2С + MnO 2 \u003d Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 \u003d 3 Fe + 4 H 2 O.
Zvyšok chemických vlastností nekovov budete študovať v nasledujúcich častiach, keď sa oboznámite s chémiou jednotlivých prvkov (ako to bolo v prípade kyslíka a vodíka). Tam sa tiež dozviete, ako tieto látky získať.

1. Ktoré z nasledujúcich látok sú nekovy: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Uveďte príklady nekovov, ktorými sú za normálnych podmienok a) plyny, b) kvapaliny, c) pevné látky.
3. Uveďte príklady a) molekulárnych ab) nemolekulárnych jednoduchých látok.
4. Uveďte tri príklady chemických reakcií, pri ktorých a) chlór ab) vodík vykazujú oxidačné vlastnosti.
5. Uveďte tri príklady chemických reakcií, ktoré v texte odseku absentujú a pri ktorých vodík vykazuje redukčné vlastnosti.
6. Vykonajte transformácie:
a) P4P4010H3P04; b) H2NaH2; c) Cl2 NaClCl2.
Chemické vlastnosti nekovov.

13.4. Základné oxidy

Už viete, že všetky základné oxidy sú pevné, nemolekulárne látky iónovo viazané.
Hlavné oxidy sú:
a) oxidy alkalických kovov a prvkov alkalických zemín,
b) oxidy niektorých ďalších prvkov, ktoré tvoria kovy, v stavoch s nízkou oxidáciou, napríklad: CrO, MnO, FeO, Ag20 atd.

Zahŕňajú jednotlivo nabité, dvojnásobne nabité (veľmi zriedka trikrát nabité katióny) a oxidové ióny. Najcharakteristickejšie Chemické vlastnostibázické oxidy sú presne spojené s prítomnosťou dvojnásobne nabitých oxidových iónov (veľmi silné bázické častice) v nich. Chemická aktivita zásaditých oxidov závisí predovšetkým od sily iónovej väzby v ich kryštáloch.
1) Všetky zásadité oxidy reagujú s roztokmi silných kyselín (§ 12.5):
Li 2 O + 2H 3 O \u003d 2 Li + 3 H 2 O, NiO + 2 H 3 O \u003d Ni 2 + 3 H 2 O,
Li 2 O + 2HCl p \u003d 2 LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4 p \u003d NiSO 4 p + H 2 O.
V prvom prípade okrem reakcie s oxóniovými iónmi existuje aj reakcia s vodou, ale pretože jej rýchlosť je oveľa nižšia, je možné ju zanedbať, najmä preto, že nakoniec sa získajú rovnaké produkty.
Možnosť reakcie so slabo kyslým roztokom je určená jednak silou kyseliny (čím silnejšia je kyselina, tým je aktívnejšia), ako aj pevnosťou väzby v oxide (čím slabšia je väzba, tým je oxid aktívnejší).
2) Oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú s vodou (§ 11.4):
Li20 + H20 \u003d 2Li + 2OH BaO + H20 \u003d Ba2 + 2OH
Li20 + H20 \u003d 2 LiOH p, BaO + H20 \u003d Ba (OH) 2p.
3) Okrem toho zásadité oxidy reagujú s kyslými oxidmi:
BaO + CO 2 \u003d BaCO 3,
FeO + S03 \u003d FeS04,
Na20 + N205 \u003d 2NaN03.
V závislosti na chemickej aktivite týchto a iných oxidov môžu reakcie prebiehať pri bežnej teplote alebo pri zahrievaní.
Aký je dôvod týchto reakcií? Uvažujme o reakcii tvorby BaCO 3 z BaO a CO 2. Reakcia prebieha spontánne a entropia v tejto reakcii klesá (z dvoch látok, pevných a plynných, vzniká jedna kryštalická látka), preto je reakcia exotermická. Pri exotermických reakciách je energia vytvorených väzieb vyššia ako energia rozbitých, preto je energia väzieb v BaCO 3 vyššia ako v pôvodných BaO a CO 2. V počiatočných látkach aj v reakčných produktoch existujú dva typy chemických väzieb: iónové a kovalentné. Energia iónovej väzby (energia mriežky) v BaO je o niečo vyššia ako v BaCO 3 (veľkosť uhličitanového iónu je väčšia ako veľkosť oxidového iónu), preto je energia systému O 2 + CO 2 väčšia ako energia CO 3 2.

+ Q

Inými slovami, ión CO 3 2 je stabilnejší ako ión 02 a molekula CO 2 brané osobitne. A väčšia stabilita uhličitanového iónu (jeho nižšia vnútorná energia) je spojená s distribúciou náboja tohto iónu (- 2 e) viac ako tri atómy kyslíka karbonátového iónu namiesto jedného v oxidovom ióne (pozri tiež § 13.11).
4) Mnoho zásaditých oxidov sa dá redukovať na kov pomocou aktívnejšieho kovového alebo nekovového redukčného činidla:
MnO + Ca \u003d Mn + CaO (pri zahrievaní),
FeO + H2 \u003d Fe + H20 (pri zahrievaní).
Možnosť uskutočnenia takýchto reakcií závisí nielen od aktivity redukčného činidla, ale aj od sily väzieb v počiatočnom a vytvorenom oxide.
Bežné spôsob získaniatakmer všetky zásadité oxidy sú oxidáciou zodpovedajúceho kovu kyslíkom. Týmto spôsobom nie je možné získať oxidy sodíka, draslíka a niektorých ďalších veľmi aktívnych kovov (za týchto podmienok tvoria peroxidy a zložitejšie zlúčeniny), ako aj zlato, striebro, platina a ďalšie veľmi málo aktívne kovy (tieto kovy nereagujú s kyslíkom). Zásadité oxidy je možné získať tepelným rozkladom zodpovedajúcich hydroxidov, ako aj niektorých solí (napríklad uhličitanov). Oxid horečnatý sa dá teda získať všetkými tromi spôsobmi:
2Mg + 02 \u003d 2MgO,
Mg (OH) 2 \u003d MgO + H20,
MgC03 \u003d MgO + C02.

1. Vytvorte reakčné rovnice:
a) Li 2 O + CO 2 b) Na 2 O + N 2 O 5 c) CaO + SO3
d) Ag20 + HNO3 e) MnO + HCl f) MgO + H2S04
2. Vytvorte rovnice reakcií, ku ktorým dôjde počas vykonávania nasledujúcich transformácií:
a) Mg MgO MgS04 b) Na20 Na2S03 NaCl
c) CoO Co CoCl 2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
(3) Časť niklu s hmotnosťou 8,85 g sa kalcinovala v prúde kyslíka, čím sa získal oxid nikelnatý, potom sa upravil prebytkom kyseliny chlorovodíkovej. K výslednému roztoku sa pridával roztok sulfidu sodného, \u200b\u200bkým neprestalo zrážanie. Určte hmotnosť tohto sedimentu.
Chemické vlastnosti zásaditých oxidov.

13.5. Oxidy kyselín

Všetky kyslé oxidy sú látky s kovalentná väzba.
Medzi oxidy kyselín patria:
a) oxidy prvkov tvoriacich nekovy,
b) niektoré oxidy prvkov tvoriacich kovy, ak sú kovy v týchto oxidoch vo vyšších oxidačných stavoch, napríklad CrO3, Mn207.
Medzi kyslými oxidmi sú látky, ktoré sú plynmi pri izbovej teplote (napríklad: CO 2, N 2 O 3, SO 2, Se O 2), kvapaliny (napríklad Mn 2 O 7) a tuhé látky (napríklad: B 2 O 3, SiO2, N205, P406, P4010, SO3, I205, CrO3). Väčšina kyslých oxidov sú molekulárne látky (výnimky sú B 2 O 3, SiO 2, tuhý SO 3, CrO 3 a niektoré ďalšie; existujú aj nemolekulárne modifikácie P 2 O 5). Ale nemolekulárne kyslé oxidy sa tiež stanú molekulárnymi, keď prejdú do plynného stavu.
Oxidy kyselín sú charakterizované nasledujúcim chemické vlastnosti.
1) Všetky kyslé oxidy reagujú so silnými zásadami, ako s pevnými látkami:
C02 + Ca (OH) 2 \u003d CaC03 + H20
SiO 2 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + H 2 O (pri zahrievaní),
a s alkalickými roztokmi (§ 12.8):
SO 3 + 2OH \u003d SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2 OH \u003d 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH p \u003d Na2S04p + H20, N205 + 2KOH p \u003d 2KNO 3p + H20.
Dôvod reakcií s tuhými hydroxidmi je rovnaký ako pri oxidoch (pozri § 13.4).
Najaktívnejšie kyslé oxidy (S03, Cr03, N205, Cl207) môžu tiež reagovať s nerozpustnými (slabými) zásadami.
2) Oxidy kyselín reagujú s bázickými oxidmi (§ 13.4):
C02 + CaO \u003d CaCO3
P 4 O 10 + 6FeO \u003d 2Fe 3 (PO 4) 2 (pri zahriatí)
3) Mnoho kyslých oxidov reaguje s vodou (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2 HNO 2 SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 (správnejšie znázornenie vzorca kyselina sírová -SO 2. H 2 O
N205 + H20 \u003d 2HNO3S03 + H20 \u003d H2S04
Môže byť veľa oxidov kyselín prijaté oxidáciou kyslíka (spaľovanie v kyslíku alebo na vzduchu) zodpovedajúcich jednoduchých látok (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, ale nie N 2 a nie halogény):
C + 02 \u003d CO 2,
S 8 + 8O 2 \u003d 8SO 2,
alebo pri rozklade zodpovedajúcich kyselín:
H2S04 \u003d SO3 + H20 (so silným zahriatím),
H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (pri sušení na vzduchu),
H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O (pri laboratórnej teplote v roztoku),
H2S03 \u003d SO2 + H20 (pri teplote miestnosti v roztoku).
Nestabilita kyselín uhličitých a sírových umožňuje získať C02 a SO2 pôsobením silných kyselín na uhličitany Na2C03 + 2HCl p \u003d 2NaCl p + C02 + H20
(reakcia prebieha ako v roztoku, tak s tuhým Na2C03) a siričitanmi
K 2 SO 3t + H 2 SO 4conc \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (ak je veľa vody, nevypúšťa sa oxid siričitý vo forme plynu).