Imajo amfoterne lastnosti. Lastnosti amfoternih kovin

Amfoterne spojine

Kemija je vedno enotnost nasprotij.

Poglejte periodni sistem.

Nekateri elementi (skoraj vse kovine z oksidacijskimi stopnjami +1 in +2) se tvorijo glavni oksidi in hidroksidi. Na primer, kalij tvori oksid K 2 O in hidroksid KOH. Izkazujejo osnovne lastnosti, na primer interakcijo s kislinami.

K2O + HCl → KCl + H2O

Nekateri elementi (večina nekovin in kovin z oksidacijskimi stopnjami +5, +6, +7) tvorijo kislo oksidi in hidroksidi. Kisli hidroksidi so kisline, ki vsebujejo kisik, imenujemo jih hidroksidi, ker struktura vsebuje hidroksilna skupinana primer žveplo tvori kisli oksid SO 3 in kisli hidroksid H 2 SO 4 (žveplova kislina):

Takšne spojine kažejo kisle lastnosti, na primer reagirajo z bazami:

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

In obstajajo elementi, ki tvorijo take okside in hidrokside, ki imajo tako kisle kot bazične lastnosti. Ta pojav se imenuje amfoternost ... Takšni oksidi in hidroksidi bodo v središču našega članka. Vsi amfoterični oksidi in hidroksidi so trdne snovi, netopne v vodi.

Za začetek, kako ugotoviti, ali sta oksid ali hidroksid amfoterna? Obstaja pravilo, nekoliko pogojno, vendar ga lahko še vedno uporabite:

Amfoterne hidrokside in okside tvorijo kovine v stopnjah oksidacije +3 in +4, npr.Al 2 O 3 , Al(OH) 3 , Fe 2 O 3 , Fe(OH) 3)

In štiri izjeme:kovinZn , Bodi , Pb , Sn tvorijo naslednje okside in hidrokside:ZnO , Zn ( OH ) 2 , BeO , Bodi ( OH ) 2 , PbO , Pb ( OH ) 2 , SnO , Sn ( OH ) 2 , v katerem imajo stopnjo oksidacije +2, vendar kljub temu te spojine kažejo amfoterne lastnosti .

Najpogostejši amfoterni oksidi (in njihovi ustrezni hidroksidi): ZnO, Zn (OH) 2, BeO, Be (OH) 2, PbO, Pb (OH) 2, SnO, Sn (OH) 2, Al 2 O 3, Al (OH) 3, Fe 2 O 3, Fe (OH) 3, Cr 2 O 3, Cr (OH) 3.

Lastnosti amfoternih spojin si ni težko zapomniti: medsebojno delujejo kisline in alkalije.

• pri interakciji s kislinami je vse preprosto, pri teh reakcijah se amfoterne spojine obnašajo kot osnovne:

Al 2 O 3 + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 O

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

BeO + HNO 3 → Be (NO 3) 2 + H 2 O

Hidroksidi reagirajo na enak način:

Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O

Pb (OH) 2 + 2HCl → PbCl 2 + 2H 2 O

• Interakcija z alkalijami je nekoliko bolj zapletena. V teh reakcijah se amfoterne spojine obnašajo kot kisline in reakcijski produkti so lahko različni, vse je odvisno od pogojev.

Ali reakcija poteka v raztopini ali pa se reaktanti vzamejo v trdnem stanju in se stopijo.

Medsebojno delovanje osnovnih spojin z amfoternimi spojinami med fuzijo.

Poglejmo primer cinkovega hidroksida. Kot smo že omenili, amfoterne spojine sodelujejo z bazičnimi in se obnašajo kot kisline. Zapišimo torej cinkov hidroksid Zn (OH) 2 kot kislino. Kislina ima spredaj vodik, vzamemo ga ven: H 2 ZnO 2. In reakcija alkalij s hidroksidom bo potekala, kot da bi šlo za kislino. "Ostanki kisline" ZnO 2 2 - dvovalentni:

2K OH (tv.) + H 2 ZnO 2 (trdna snov) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + 2 H 2 O

Nastala snov K 2 ZnO 2 se imenuje kalijev metazinkat (ali preprosto kalijev cinkat). Ta snov je kalijeva sol in hipotetična "cinkova kislina" H 2 ZnO 2 (ni povsem pravilno, da tovrstne spojine imenujemo soli, vendar bomo zaradi lastnega udobja na to pozabili). Samo cinkov hidroksid naj bo zapisan tako: H 2 ZnO 2 ni dober. Zn (OH) 2 pišemo kot običajno, vendar mislimo (zaradi lastnega udobja), da je "kislina":

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

Pri hidroksidih, v katerih sta 2 OH skupini, bo vse enako kot pri cinku:

Be (OH) 2 (s) + 2NaOH (s) (t, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 BeO 2 (natrijev metaberilat ali berilat)

Pb (OH) 2 (tv.) + 2NaOH (tv.) (T, fuzija) → 2H 2 O + Na 2 PbO2 (natrijev metaplumbat ali plumbat)

Amfoterični hidroksidi s tremi skupinami OH (Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3) se nekoliko razlikujejo.

Analizirajmo na primeru aluminijevega hidroksida: Al (OH) 3, zapiši ga v obliki kisline: H 3 AlO 3, vendar ga ne pustimo v tej obliki, ampak od tam odvzamemo vodo:

H 3 AlO 3 - H 2 O → HAlO 2 + H 2 O.

Sodelujemo s to "kislino" (HAlO 2):

HAlO 2 + KOH → H 2 O + KAlO 2 (kalijev meta-aluminat ali preprosto aluminat)

Aluminijevega hidroksida ni mogoče zapisati tako kot HAlO 2, zapišemo ga kot običajno, vendar tam mislimo na "kislino":

Al (OH) 3 (s) + KOH (s) (t, fuzija) → 2H 2 O + KAlO 2 (kalijev metaaluminat)

Enako je s kromovim hidroksidom:

Cr (OH) 3 → H 3 CrO 3 → HCrO 2

Cr (OH) 3 (s) + KOH (s) (t, fuzija) → 2H 2 O + KCrO 2 (kalijev metakromat,

Ampak ne kromat, kromati so soli kromove kisline).

S hidroksidi, ki vsebujejo štiri skupine OH, je popolnoma enako: vodik premikamo naprej in odstranjujemo vodo:

Sn (OH) 4 → H 4 SnO 4 → H 2 SnO 3

Pb (OH) 4 → H 4 PbO 4 → H 2 PbO 3

Ne smemo pozabiti, da svinec in kositer tvorita po dva amfoterna hidroksida: s stanjem oksidacije +2 (Sn (OH) 2, Pb (OH) 2) in +4 (Sn (OH) 4, Pb (OH) 4)) .

In ti hidroksidi bodo tvorili različne "soli":

Stanje oksidacije
Formula hidroksida	Sn (OH) 2	Pb (OH) 2	Sn (OH) 4	Pb (OH) 4
Hidroksid Formula Kislina	H 2 SnO 2	H 2 PbO 2	H 2 SnO 3	H 2 PbO 3
Sol (kalij)	K 2 SnO 2	K 2 PbO 2	K 2 SnO 3	K 2 PbO 3
Solno ime			metastannAT	metablumbAT

Enaka načela kot pri imenih navadnih "soli" je element v najvišjem oksidacijskem stanju končnica AT, v vmesnem - IT.

Takšne "soli" (metakromati, metaaluminati, metaberilati, metacinkati itd.) So pridobljene ne le kot rezultat interakcije alkalij in amfoternih hidroksidov. Te spojine nastanejo vedno, ko pride v stik močno bazični "svet" in amfoterno (ko se tvori). Se pravi, popolnoma enako kot amfoterni hidroksidi tako amfoterni oksidi kot kovinske soli, ki tvorijo amfoterne okside (soli šibkih kislin), bodo reagirali z alkalijami. Namesto alkalije lahko vzamete močno bazičen oksid in sol kovine, ki tvori lužino (sol šibke kisline).

Interakcije:

Ne pozabite, da spodnje reakcije potekajo med fuzijo.

Amfoterični oksid z močnim osnovnim oksidom:

ZnO (tv.) + K 2 O (tv.) (T, fuzija) → K 2 ZnO 2 (kalijev metazinkat ali preprosto kalijev cinkat)

Amfoterični oksid z alkalijami:

ZnO (s) + 2KOH (s) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + H 2 O

Amfoterični oksid s soljo šibke kisline in kovino, ki tvori alkalijo:

ZnO (trdno) + K 2 CO 3 (trdno) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2

Močan bazični oksid amfoterni hidroksid:

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

Amfoterični hidroksid z alkalijami:

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

Amfoterični hidroksid s soljo šibke kisline in kovino, ki tvori alkalijo:

Zn (OH) 2 (s) + K 2 CO 3 (s) (t, fuzija) → K 2 ZnO 2 + CO 2 + H 2 O

Soli šibke kisline in kovine, ki tvori amfoterno spojino z močno bazičnim oksidom:

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

Soli šibke kisline in kovine, ki tvorijo amfoterno spojino z alkalijo:

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

Soli šibke kisline in kovine, ki tvori amfoterno spojino s soljo šibke kisline in kovine, ki tvori alkalijo:

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

Spodaj so podatki o soli amfoternih hidroksidov, najpogostejši v ZDA, so označeni z rdečo barvo.

	Hidroksid	Hidroksid kot kislina	Kisli ostanek		Solno ime
BeO	Bodi (OH) 2	H 2 BeO 2	BeO 2 2-	K 2 BeO 2	Metaberilat (berilat)
ZnO	Zn (OH) 2	H 2 ZnO 2	ZnO 2 2-	K 2 ZnO 2	Metazinkat (cink)
Al 2 O 3	Al (OH) 3	HAlO 2	AlO 2 —	KAlO 2	Metaaluminat (aluminat)
Fe 2 O 3	Fe (OH) 3	HFeO 2	FeO 2 -	KFeO 2	Metaferrat (AMPAK NE FERRAT)
	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 (stannate)
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	HCrO 2	CrO 2 -	KCrO 2	Metakromat (A NE KROMAT)

Medsebojno delovanje amfoternih spojin z raztopinami alkalij (tukaj samo alkalije).

Na enotnem državnem izpitu se to imenuje "raztapljanje alkalij aluminijevega hidroksida (cink, berilij itd.)". To je posledica sposobnosti kovin v sestavi amfoternih hidroksidov v prisotnosti presežka hidroksidnih ionov (v alkalnem mediju), da te ione pritrdijo nase. Delček nastane s kovino (aluminij, berilij itd.) V sredini, ki je obdana z hidroksidnimi ioni. Ta delec zaradi hidroksidnih ionov postane negativno nabit (anion) in ta ion se bo imenoval hidroksoaluminat, hidroksizinkat, hidroksiberilat itd. Poleg tega lahko postopek poteka na različne načine; kovina je lahko obdana z različnim številom hidroksidnih ionov.

Upoštevali bomo dva primera: ko je kovina obdana štirimi hidroksidnimi ioniin ko je obkrožen šest hidroksidnih ionov.

Zapišite si skrajšano ionsko enačbo teh procesov:

Al (OH) 3 + OH - → Al (OH) 4 -

Nastali ion se imenuje tetrahidroksoaluminatni ion. Doda se predpona "tetra-", ker obstajajo štirje hidroksidni ioni. Tetrahidroksoaluminatni ion ima naboj -, ker ima aluminij naboj 3+ in štirje hidroksidni ioni 4-, se izkaže -.

Al (OH) 3 + 3OH - → Al (OH) 6 3-

Ion, ki nastane v tej reakciji, se imenuje heksahidroksoaluminatni ion. Doda se predpona "hexo", ker je hidroksidni ion šest.

Obvezno dodajte predpono, ki označuje količino hidroksidnih ionov. Ker če samo napišete »hidroksoaluminat«, ni jasno, na katerega ion mislite: Al (OH) 4 - ali Al (OH) 6 3-.

Ko alkali medsebojno delujejo z amfoternim hidroksidom, v raztopini nastane sol. Njen kation je alkalni kation, anion pa kompleksen ion, katerega tvorbo smo obravnavali prej. Anion je oglati oklepaji.

Al (OH) 3 + KOH → K (kalijev tetrahidroksoaluminat)

Al (OH) 3 + 3KOH → K 3 (kalijev heksahidroksoaluminat)

Kakšno (heksa- ali tetra-) sol napišete kot izdelek, ni pomembno. Tudi pri anketirancih izpita je zapisano: "... K 3 (oblikovanje K je dovoljeno." Glavno je zagotoviti, da so vsi indeksi pravilno položeni. Sledite obtožbam in ne pozabite, da mora biti njihova vsota enaka nič.

Poleg amfoternih hidroksidov amfoterni oksidi reagirajo z alkalijami. Izdelek bo enak. Samo če napišete reakcijo takole:

Al 2 O 3 + NaOH → Na

Al 2 O 3 + NaOH → Na 3

Toda te reakcije se ne bodo izenačile. Na levi strani je treba dodati vodo, ker interakcija poteka v raztopini, vode je dovolj in vse se bo izenačilo:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Poleg amfoternih oksidov in hidroksidov nekatere še posebej aktivne kovine delujejo z alkalnimi raztopinami, ki tvorijo amfoterne spojine. In sicer to: aluminij, cink in berilij. Za izenačenje rabi tudi levica vodo. Poleg tega je glavna razlika med temi procesi sproščanje vodika:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

2Al + 6NaOH + 6H2O → 2Na 3 + 3H2

Spodnja tabela prikazuje najpogostejše primere lastnosti amfoternih spojin v izpitu:

Amfoterična snov		Solno ime
Al 2 O 3 Al (OH) 3		Natrijev tetrahidroksoaluminat	Al (OH) 3 + NaOH → Na Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na 2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2
	Na 3	Natrijev heksahidroksoaluminat	Al (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3 2Al + 6NaOH + 6H 2 O → 2Na 3 + 3H 2
Zn (OH) 2	K 2	Natrijev tetrahidroksozinkat	Zn (OH) 2 + 2NaOH → Na 2 ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2
	K 4	Natrijev heksahidroksozinkat	Zn (OH) 2 + 4NaOH → Na 4 ZnO + 4NaOH + H 2 O → Na 4 Zn + 4NaOH + 2H 2 O → Na 4 + H 2
Bodite (OH) 2	Li 2	Litijev tetrahidroksoberilat	Bodi (OH) 2 + 2LiOH → Li 2 BeO + 2LiOH + H 2 O → Li 2 Bodi + 2LiOH + 2H 2 O → Li 2 + H 2
	Li 4	Litijev heksahidroksoberilat	Bodi (OH) 2 + 4LiOH → Li 4 BeO + 4LiOH + H 2 O → Li 4 Bodi + 4LiOH + 2H 2 O → Li 4 + H 2
Cr 2 O 3 Cr (OH) 3		Natrijev tetrahidroksokromat	Cr (OH) 3 + NaOH → Na Cr 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natrijev heksahidroksokromat	Cr (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3
Fe 2 O 3 Fe (OH) 3		Natrijev tetrahidroksoferat	Fe (OH) 3 + NaOH → Na Fe 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na
	Na 3	Natrijev heksahidroksoferat	Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 Fe 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O → 2Na 3

Soli, dobljene v teh interakcijah, reagirajo s kislinami in tvorijo dve drugi soli (soli te kisline in dve kovini):

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

To je vse! Nič zapletenega. Glavna stvar je, da se ne zmedete, ne pozabite, kaj nastane med fuzijo, kaj je v raztopini. Zelo pogosto naloge v zvezi s tem vprašanjem naletijo na B deli.

Amfoterični oksidi reagirajo z močnimi kislinami in tvorijo soli teh kislin. Takšne reakcije so manifestacija glavnih lastnosti amfoternih oksidov, na primer:

ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

Reagirajo tudi z močnimi alkalijami in tako pokažejo svoje kisle lastnosti, na primer:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O Amfoterični oksidi lahko reagirajo z alkalijami na dva načina: v raztopini in v talini.

• Pri reakciji z alkalijo v talini nastane običajna srednja sol (kot je prikazano v zgornjem primeru).
• Po reakciji z alkalijo v raztopini nastane kompleksna sol.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (v tem primeru nastane natrijev tetrahidroksoaluminat)

Vsaka amfoterna kovina ima svojo koordinacijsko številko. Za Be in Zn je 4; Za Al je 4 ali 6; Za Cr je to 6 ali (zelo redko) 4;

Amfoterični oksidi se običajno ne raztopijo v vodi in z njo ne reagirajo.

Primeri

Poglej tudi

Fundacija Wikimedia. 2010.

Oglejte si, kaj so "amfoterični oksidi" v drugih slovarjih:

Kovinski oksidi so spojine kovin s kisikom. Mnogi od njih se lahko kombinirajo z eno ali več molekulami vode in tvorijo hidrokside. Večina oksidov je bazičnih, saj se njihovi hidroksidi obnašajo kot baze. Vendar pa nekateri ... ... Uradna terminologija

OKSIDI, anorganske spojine, v katerih je KISIK vezan na drug element. Oksidi se pogosto tvorijo, kadar element gori v zraku ali v prisotnosti kisika. Tako magnezij (Mg) med zgorevanjem tvori magnezijev oksid (MgO). Oksidi so ... ... Znanstveni in tehnični enciklopedični slovar

Binarna spojina oksida (oksida, oksida) kemični element s kisikom v stanju oksidacije -2, pri katerem je kisik sam vezan le na manj elektronegativni element. Kemični element kisik je drugi po elektronegativnosti ... ... Wikipedia

Amfoterični hidroksidi so anorganske spojine, hidroksidi amfoternih elementov, odvisno od pogojev, ki kažejo lastnosti kislih ali bazičnih hidroksidov. Vsebina Splošne lastnosti 2 Pridobivanje ... Wikipedije

oksidi - Kombinacija kemičnega elementa s kisikom. Po svojih kemijskih lastnostih so vsi oksidi razdeljeni na soli, ki tvorijo soli (na primer Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) in ne-tvorijo soli (na primer CO, N2O, NO, H2O) . Solitni oksidi so razdeljeni na ... ... Priročnik za tehnične prevajalce

OKSIDI - kem. spojine elementov s kisikom (staro ime so oksidi); eden najpomembnejših razredov kemije. snovi. O. nastajajo najpogosteje med neposredno oksidacijo enostavnih in kompleksnih snovi. Napr. med oksidacijo ogljikovodikov nastanejo O. Velika politehnična enciklopedija

Spojine elementov s kisikom. V O. je oksidacijsko stanje atoma kisika H2. O. vključuje vse povezave. elementi s kisikom, razen tistih, ki vsebujejo medsebojno povezane atome O (peroksidi, superoksidi, ozonidi) in fluor s kisikom ... ... Kemična enciklopedija

Oksidi, oksidi, kemične spojine elementi s kisikom. Kem. Vsi O. se delijo na tiste, ki tvorijo sol, in tiste, ki ne tvorijo soli. Soli, ki tvorijo O., so razdeljeni na bazične, kisle in amfoterne (produkti njihove interakcije z vodo so ... ... Veliki enciklopedični politehnični slovar

Osnovni oksidi so oksidi 1, 2 in nekaterih 3 valentnih kovin. Sem spadajo: kovinski oksidi glavne podskupine prve skupine (alkalijske kovine) Li Fr kovinski oksidi glavne podskupine druge skupine (zemeljskoalkalijske kovine) ... ... Wikipedia

Oksidi, ki ne tvorijo soli - oksidi, ki nimajo kislih, bazičnih ali amfoternih lastnosti in ne tvorijo soli. Prej so takšne okside imenovali indiferentni ali indiferentni, vendar to ni res, saj po svoji kemijski naravi podatki ... Wikipedia

Spojine, ki kažejo kemijsko dvojnost, imenujemo amfoterne. Obstajajo naslednje vrste podobnih spojin: - oksidi (SnO 2, PbO, PbO 2, Cr 2 O 3, Cu 2 O); - kovine (Al, Pb, Zn, Fe, Cu, Be, Cr); - hidroksidi (Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Fe (OH) 3).

Te spojine lahko medsebojno delujejo tako z bazami kot s kislinami. Takšne lastnosti imajo prehodne kovine in elementi stranskih skupin. Za tovrstne kovine in njihove zlitine so značilne številne edinstvene lastnosti, zaradi katerih se pogosto uporabljajo v številnih panogah.

Takšne kovine zlahka komunicirajo z alkalijo in kislino, se praktično ne raztopijo v vodi in jih je enostavno obdelati. Obnašanje amfoternih spojin med kemično reakcijo je odvisno od lastnosti topila in pogojev za njegovo izvedbo, narave reagentov in različnih drugih dejavnikov.

Najpogostejše kovine s kemično dvojnostjo so aluminij, cink in krom.

Za amfoterne zlitine je značilna velika trdnost in dobra duktilnost. Zanje je značilno tudi mehko magnetno vedenje, nizke zvočne izgube in visoka električna upornost. Nekatere amfoterne kovine so zelo odporne proti koroziji. Amfoterne zlitine hladno valjamo v folijo tudi pri sobni temperaturi.

Uporaba amfoternih materialov

Kovinska očala, ki temeljijo na Ni, Fe in Co, so med najbolj trpežnimi materiali. Amfoterne kovinske zlitine se pogosto uporabljajo za izdelavo izdelkov, ki pridejo v stik z agresivnim okoljem. Uporabljajo se pri izdelavi kablov in za ojačitev visokotlačnih cevi, pri izdelavi kovinskih elementov pnevmatik in različnih konstrukcij, katerih delovanje vključuje potopitev v morsko vodo.

Kovine z dvojnimi kemijskimi lastnostmi se pogosto uporabljajo za izdelavo vzmeti za premikanje ure, potresnih senzorjev, tehtnic, senzorjev navora in hitrosti ter indikatorjev številčnic.

Številni gospodinjski predmeti so narejeni iz amfoternega traku: trakovi, jedilni pribor, različne posode, rezila. Unikatne zlitine so našle uporabo tudi v različnih napravah za snemanje zvoka in videa.

Sčasoma se pojavlja vse več novih kemičnih spojin z amfoternimi lastnostmi. Takšni materiali se upravičeno štejejo za materiale prihodnosti, vendar njihovo široko razširjanje ovirajo številni nekateri dejavniki: majhnost nastalih izdelkov (trakovi in \u200b\u200bžice), visoki stroški unikatnih zlitin in nizka varljivost nekaterih elementov .

Amfoterne kovine so preproste snovi, ki so strukturno, kemične in podobne kovinski skupini elementov. V nasprotju s svojimi spojinami kovine same po sebi ne morejo pokazati amfoternih lastnosti. Na primer, oksidi in hidroksidi nekaterih kovin imajo dvojno kemijsko naravo - v nekaterih pogojih se obnašajo kot kisline, v drugih pa imajo lastnosti alkalij.

Glavne amfoterne kovine so aluminij, cink, krom, železo. Berilij in stroncij se lahko nanašata na isto skupino elementov.

amfoternost?

Ta lastnost je bila prvič odkrita že pred časom. In izraz "amfoterični elementi" so v znanost leta 1814 uvedli slavni kemiki L. Thénard in J. Gay-Lussac. V tistih časih kemične spojine navada je bila med reakcijami razdeljena v skupine, ki so ustrezale njihovim osnovnim lastnostim.

Vendar pa je skupina oksidov in baz imela dvojno moč. Pod nekaterimi pogoji so se take snovi obnašale kot alkalije, v drugih pa so, nasprotno, delovale kot kisline. Tako je nastal izraz "amfoternost". Pri teh je vedenje med kislinsko-bazično reakcijo odvisno od pogojev njene izvedbe, narave vpletenih reagentov in tudi od lastnosti topila.

Zanimivo je, da lahko amfoterne kovine v naravnih razmerah sodelujejo tako z alkalijo kot s kislino. Na primer, med reakcijo aluminija z aluminijevim sulfatom nastane. In ko ista kovina reagira s koncentrirano alkalijo, nastane kompleksna sol.

Amfoterične osnove in njihove glavne lastnosti

V normalnih pogojih so to trdne snovi. V vodi so praktično netopni in veljajo za precej šibke elektrolite.

Glavna metoda za pripravo takšnih osnov je reakcija kovinske soli z majhno količino alkalij. Reakcijo obarjanja je treba izvesti počasi in previdno. Na primer, ko v epruveto s cinkovim kloridom prejemate cinkov hidroksid, previdno dodajte kavstično sodo v kapljicah. Vsako posodo nežno pretresite, da na dnu posode zagleda bel kovinski nanos.

S kislinami in amfoternimi snovmi reagirajo kot baze. Na primer, ko cinkov hidroksid reagira s klorovodikovo kislino, nastane cinkov klorid.

Toda med reakcijami z bazami se amfoterne baze obnašajo kot kisline.

Poleg tega se pri močnem segrevanju razgradijo in tvorijo ustrezen amfoterni oksid in vodo.

Najpogostejše amfoterne kovine so: kratek opis

Cink spada v skupino amfoternih elementov. In čeprav so se zlitine te snovi v starih civilizacijah pogosto uporabljale, so jo v čisti obliki lahko izolirali šele leta 1746.

Čista kovina je precej krhka modrikasta snov. V zraku cink hitro oksidira - njegova površina se zatemni in prekrije s tankim oksidnim filmom.

V naravi cink obstaja predvsem v obliki mineralov - cinkitov, smithsonitov, kalamitov. Najbolj znana snov je cinkova mešanica, ki je sestavljena iz cinkovega sulfida. Največja nahajališča tega minerala najdemo v Boliviji in Avstraliji.

Aluminij danes velja za najpogostejšo kovino na planetu. Njene zlitine se uporabljajo že več stoletij, leta 1825 pa je bila snov izolirana v najčistejši obliki.

Čisti aluminij je lahka, srebrna kovina. Je enostavno obdelati in uliti. Ta element ima visoko električno in toplotno prevodnost. Poleg tega ta kovina odporen proti koroziji. Dejstvo je, da je njegova površina prekrita s tankim, a zelo odpornim oksidnim filmom.

Danes se aluminij pogosto uporablja v industriji.

13.1. Definicije

Tradicionalno med najpomembnejše razrede anorganskih snovi spadajo preproste snovi (kovine in nekovine), oksidi (kisli, bazični in amfoterični), hidroksidi (del kislin, baz, amfoterni hidroksidi) in soli. Snovi iz istega razreda imajo podobne kemijske lastnosti. Toda že veste, da se pri ločevanju teh razredov uporabljajo različni klasifikacijski znaki.
V tem odstavku bomo končno oblikovali definicije vseh najpomembnejših razredov kemičnih snovi in \u200b\u200bugotovili, kako se ti razredi ločujejo.
Začnimo z preproste snovi (razvrstitev po številu elementov, ki sestavljajo snov). Običajno jih delimo na kovinin nekovine(slika 13.1- in).
Definicijo "kovine" že poznate.

Iz te definicije je razvidno, da je glavna značilnost, ki nam omogoča, da enostavne snovi delimo na kovine in nekovine, vrsta kemična vez.

V večini nekovin je vez kovalentna. Obstajajo pa tudi plemeniti plini (preproste snovi elementov skupine VIIIA), katerih atomi v trdnem in tekočem stanju so povezani le z medmolekularnimi vezmi. Od tod tudi definicija.

Glede na njihove kemijske lastnosti je skupina tako imenovanih amfoterne kovine.To ime odraža sposobnost teh kovin, da reagirajo tako s kislinami kot z alkalijami (kot amfoterni oksidi ali hidroksidi) (slika 13.1- b).
Poleg tega so zaradi kemijske inertnosti kovine izolirane plemenite kovine.Sem spadajo zlato, rutenij, rodij, paladij, osmij, iridij, platina. Tradicionalno nekoliko bolj reaktivno srebro imenujemo tudi plemenite kovine, vendar takšne inertne kovine, kot so tantal, niobij in nekatere druge, niso vključene. Obstajajo tudi druge klasifikacije kovin, na primer v metalurgiji so vse kovine razdeljene na črna in barvna,razvrščanje železa in njegovih zlitin med železne kovine.
Od zapletene snovi najpomembnejše so predvsem oksidi (glej odstavek 2.5), ker pa njihova razvrstitev upošteva kislinsko-bazične lastnosti teh spojin, se najprej spomnimo, kaj je kislina in razlogi.

Tako iz celotne mase spojin izoliramo kisline in baze z dvema značilnostma: sestavo in kemijskimi lastnostmi.
Po sestavi kisline delimo na kisikov (okso kisline) in anoksičen(slika 13.2).

Ne smemo pozabiti, da so kisline, ki vsebujejo kisik, strukturno hidroksidi.

Opomba. Tradicionalno se za anoksične kisline uporablja beseda "kislina", kadar prihaja o raztopini ustrezne posamezne snovi, na primer: snov HCl se imenuje klorovodik, njena vodna raztopina pa klorovodikova ali klorovodikova kislina.

Zdaj pa se vrnimo k oksidom. Skupini smo dodelili okside kisloali majorglede na to, kako reagirajo z vodo (ali s tem, ali so pridobljeni iz kislin ali baz). Toda daleč od tega vsi oksidi reagirajo z vodo, vendar večina reagira s kislinami ali alkalijami, zato je okside bolje razvrstiti po tej lastnosti.

Obstaja več oksidov, ki v normalnih pogojih ne reagirajo niti s kislinami niti z alkalijami. Takšni oksidi se imenujejo ki ne tvori soli... To so na primer CO, SiO, N2O, NO, MnO2. Nasprotno pa se imenujejo preostali oksidi tvorjenje soli(slika 13.3).

Kot veste, večina kislin in baz pripada hidroksidi... Glede na sposobnost hidroksidov, da reagirajo s kislinami in alkalijami, med njimi (pa tudi med oksidi), amfoterni hidroksidi(slika 13.4).

Zdaj moramo še določiti soli... Izraz "sol" se uporablja že dolgo. Z razvojem znanosti se je njen pomen večkrat spreminjal, razširjal in izpopolnjeval. V sodobnem smislu je sol ionska spojina, vendar tradicionalno soli ne vključujejo ionskih oksidov (ker se imenujejo bazični oksidi), ionskih hidroksidov (baz), pa tudi ionskih hidridov, karbidov, nitridov itd. poenostavljeno reči, kaj

Lahko dobimo še eno, natančnejšo opredelitev soli.

Glede na to opredelitev so oksonijeve soli običajno imenovane soli in kisline.
Soli so običajno razdeljene na kislo, povprečno in glavni (slika 13.5).

To pomeni, da sestava anionov kislih soli vključuje atome vodika, vezane s kovalentnimi vezmi na druge atome anionov in sposobne ločiti pod delovanjem baz.

Osnovne soli so običajno zelo zapletene in so pogosto netopne v vodi. Tipičen primer osnovne soli je malahitni mineral Cu 2 (OH) 2 CO 3.

Kot lahko vidite, se najpomembnejši razredi kemikalij razlikujejo glede na različna merila za razvrščanje. Toda ne glede na to, na kateri osnovi ločimo razred snovi, imajo vse snovi tega razreda skupne kemijske lastnosti.

V tem poglavju boste spoznali najbolj značilne kemijske lastnosti teh razredov snovi in \u200b\u200bnajpomembnejše načine njihovega pridobivanja.

KOVINE, NEKOVINE, AMFOTERNE KOVINE, KISLINE, BAZE, OKSIDI, KISLINE, NE PROSTE ANKIDOV, OSNOVNI OKSIDI, KISLINSKI OKSIDI, AMFOTERNI OKSIDI, AMFOTERNI HIDROKSIDI, OKSIDI
1. Kje v naravnem sistemu elementov so elementi, ki tvorijo kovine, in kje elementi, ki tvorijo nekovine?
2. Napišite formule za pet kovin in pet nekovin.
3. Sestavite strukturne formule naslednjih spojin:
(H30) Cl, (H30) 2S04, HCl, H2S, H2S04, H3P04, H2CO3, Ba (OH) 2, RbOH.
4. Kateri oksidi ustrezajo naslednjim hidroksidom:
H2S04, Ca (OH) 2, H3P04, Al (OH) 3, HNO3, LiOH?
Kakšna je narava (kisla ali bazična) vsakega od teh oksidov?
5. Med naslednjimi snovmi poiščite soli. Sestavite njihove strukturne formule.
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. Naredite strukturne formule naslednjih kislih soli:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca (H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.

13.2. Kovine

V kovinskih kristalih in v njihovih talinah so atomska jedra povezana z enim elektronskim oblakom kovinska vez... Tako kot posamezni atom elementa, ki tvori kovino, ima kovinski kristal sposobnost oddajanja elektronov. Nagnjenost kovine k oddajanju elektronov je odvisna od njene strukture in predvsem od velikosti svojih atomov: večja so atomska jedra (torej večji so ionski polmeri), lažje kovina odda elektrone.
Kovine so preproste snovi, zato je oksidacijsko stanje atomov v njih 0. Ko vstopijo v reakcije, kovine skoraj vedno spremenijo oksidacijsko stanje svojih atomov. Kovinski atomi, ki niso nagnjeni k sprejemanju elektronov, jih lahko samo podarijo ali socializirajo. Elektronegativnost teh atomov je majhna; zato tudi ko tvorijo kovalentne vezi, kovinski atomi dobijo pozitivno oksidacijsko stanje. Posledično razstavljajo vse kovine restavrativne lastnosti... Odreagirajo:
1) C. nekovine (vendar ne vsi in ne vsi):
4Li + O 2 \u003d 2Li 2 O,
3Mg + N2 \u003d Mg 3 N2 (pri segrevanju),
Fe + S \u003d FeS (pri segrevanju).
Najaktivnejše kovine zlahka reagirajo s halogeni in kisikom, le litij in magnezij pa z zelo močnimi molekulami dušika.
V reakciji s kisikom večina kovin tvori okside, najbolj aktivne pa perokside (Na 2 O 2, BaO 2) in druge kompleksnejše spojine.
2) C. oksidi manj aktivne kovine:
2Ca + MnO2 \u003d 2CaO + Mn (pri segrevanju),
2Al + Fe 2 O 3 \u003d Al 2 O 3 + 2Fe (s predgrevanjem).
Možnost nadaljevanja teh reakcij določa splošno pravilo (redoks reakcije potekajo v smeri tvorbe šibkejšega oksidanta in redukcijskega sredstva) in ni odvisna samo od aktivnosti kovine (bolj aktivna, tj. kovina, ki se lažje preda elektronom, obnavlja manj aktivne), ampak tudi na energijo kristalne rešetke oksida reakcija poteka v smeri tvorbe "močnejšega" oksida).
3) C. kislinske raztopine (Odstavek 12.2):
Mg + 2H 3 O \u003d Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O \u003d Fe 2 + H 2 + 2 H 2 O,
Mg + H2SO4p \u003d MgSO4p + H2, Fe + 2HCl p \u003d FeCl 2p + H2.
V tem primeru možnost reakcije zlahka določimo z vrsto napetosti (reakcija se nadaljuje, če je kovina v seriji napetosti levo od vodika).
4) C. solne raztopine (Odstavek 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.
Številne napetosti se uporabljajo tudi za določitev možnosti reakcije.
5) Poleg tega z vodo reagirajo najaktivnejše kovine (alkalije in alkalije) (§ 11.4):
2Na + 2H2O \u003d 2Na + H2 + 2OH, Ca + 2H2O \u003d Ca2 + H2 + 2OH,
2Na + 2H2O \u003d 2NaOH p + H2, Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2p + H2.
V drugi reakciji je možna tvorba oborine Ca (OH) 2.
Večina kovin v industriji pojdi,zmanjšanje njihovih oksidov:
Fe 2 O 3 + 3CO \u003d 2Fe + 3CO 2 (pri visoki temperaturi),
MnO 2 + 2C \u003d Mn + 2CO (pri visoki temperaturi).
V laboratoriju se za to pogosto uporablja vodik:

Najaktivnejše kovine, tako v industriji kot v laboratoriju, dobimo z elektrolizo (§ 9.9).
V laboratoriju lahko manj aktivne kovine reduciramo iz raztopin njihovih soli z bolj aktivnimi kovinami (za omejitve glejte odstavek 12.2).

1. Zakaj kovine niso nagnjene k oksidaciji?
2. Kaj sploh določa kemijsko aktivnost kovin?
3. Naredite transformacije
a) Li Li 2 O LiOH LiCl; b) NaCl Na Na 2 O 2;
c) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; d) CuCl2 Cu (OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4. Obnovite levo stran enačb:
a) ... \u003d H20 + Cu;
b) ... \u003d 3CO + 2Fe;
c) ... \u003d 2Cr + Al 2 O 3
. Kemijske lastnosti kovin.

13.3. Nekovine

Za razliko od kovin se nekovine med seboj zelo razlikujejo po svojih lastnostih - tako fizikalnih kot kemijskih in celo po vrsti zgradbe. Toda poleg plemenitih plinov je v vseh nekovinah vez med atomi kovalentna.
Atomi, ki tvorijo nekovine, so nagnjeni k pripenjanju elektronov, toda tvorijo preproste snovi in \u200b\u200btega ne morejo "zadovoljiti". Zato imajo nekovine (v takšni ali drugačni meri) težnjo, da pritrdijo elektrone, torej lahko razstavljajo oksidativne lastnosti... Oksidativna aktivnost nekovin je na eni strani odvisna od velikosti atomov (manjši kot so atomi, bolj aktivna je snov), na drugi pa od moči kovalentnih vezi v preprosti snovi ( močnejše vezi so, manj aktivna je snov). Pri tvorbi ionskih spojin atomi nekovin res dodajo "odvečne" elektrone, pri tvorbi spojin s kovalentnimi vezmi pa le premaknejo skupne elektronske pare v svojo smer. V obeh primerih se stopnja oksidacije zmanjša.
Nekovine lahko oksidirajo:
1) kovin (snovi, ki so bolj ali manj nagnjene k oddajanju elektronov):
3F 2 + 2Al \u003d 2AlF 3,
O 2 + 2Mg \u003d 2MgO (s predgrevanjem),
S + Fe \u003d FeS (pri segrevanju),
2C + Ca \u003d CaC 2 (pri segrevanju).
2) druge nekovine (manj nagnjeni k sprejemanju elektronov):
2F 2 + C \u003d CF 4 (pri segrevanju),
O 2 + S \u003d SO 2 (s predgrevanjem),
S + H 2 \u003d H 2 S (pri segrevanju),
3) veliko zapleteno snovi:
4F 2 + CH 4 \u003d CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 \u003d 2N 2 + 6H 2 O (pri segrevanju),
Cl 2 + 2HBr \u003d Br 2 + 2HCl.
Tu je možnost reakcije določena predvsem z močjo vezi v reaktantih in produktih reakcije in jo je mogoče določiti z izračunom G.
Najmočnejše oksidacijsko sredstvo je fluor. Kisik in klor mu nista dosti slabša (bodite pozorni na njihov položaj v sistemu elementov).
Bor, grafit (in diamant), silicij in druge preproste snovi, ki jih tvorijo elementi ob meji med kovinami in nekovinami, imajo v veliko manjši meri oksidativne lastnosti. Manj verjetno je, da bodo atomi teh elementov pritrdili elektrone. Te snovi (zlasti grafit in vodik) so sposobne razstavljati restavrativne lastnosti:
2С + MnO 2 \u003d Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 \u003d 3Fe + 4H 2 O.
Preostale kemijske lastnosti nekovin boste preučevali v naslednjih poglavjih, ko se boste seznanili s kemijo posameznih elementov (tako kot pri kisiku in vodiku). Tam se boste tudi naučili, kako pridobiti te snovi.

1. Katere od naslednjih snovi so nekovine: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2. Navedite primere nekovin, ki so v normalnih pogojih a) plini, b) tekočine, c) trdne snovi.
3. Navedite primere a) molekularnih in b) nemolekularnih preprostih snovi.
4. Navedite tri primere kemijskih reakcij, pri katerih a) klor in b) vodik kažeta oksidacijske lastnosti.
5. Navedite tri primere kemijskih reakcij, ki jih v besedilu odstavka ni, pri katerih vodik kaže reducirajoče lastnosti.
6. Izvedite transformacije:
a) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4; b) H2NaHH2; c) Cl2 NaCl Cl2.
Kemijske lastnosti nekovin.

13.4. Osnovni oksidi

Že veste, da so vsi osnovni oksidi trdne, nemolekularne, ionsko vezane snovi.
Glavni oksidi so:
a) oksidi alkalnih in zemeljskoalkalijskih elementov,
b) oksidi nekaterih drugih elementov, ki tvorijo kovine v nižjih stopnjah oksidacije, na primer: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O itd.

Vključujejo enojno napolnjene, dvojno napolnjene (zelo redko, trikrat nabite katione) in oksidne ione. Najbolj značilno Kemijske lastnostibazični oksidi so natančno povezani s prisotnostjo dvojno nabitih oksidnih ionov (zelo močnih osnovnih delcev) v njih. Kemična aktivnost osnovnih oksidov je odvisna predvsem od moči ionske vezi v njihovih kristalih.
1) Vsi bazični oksidi reagirajo z raztopinami močne kisline (§ 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 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p \u003d NiSO 4p + H 2 O.
V prvem primeru je poleg reakcije z oksonijevimi ioni tudi reakcija z vodo, a ker je njena hitrost precej nižja, jo lahko zanemarimo, še posebej, ker iste izdelke na koncu še vedno dobimo.
Možnost reakcije s šibko kislinsko raztopino določa tako moč kisline (močnejša kot je kislina, bolj aktivna je) kot tudi trdnost vezi v oksidu (šibkejša je vez, bolj aktivna je oksid).
2) Oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin reagirajo z vodo (§ 11.4):
Li 2 O + H 2 O \u003d 2Li + 2OH BaO + H 2 O \u003d Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH p, BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2p.
3) Poleg tega osnovni oksidi reagirajo s kislimi oksidi:
BaO + CO 2 \u003d BaCO 3,
FeO + SO 3 \u003d FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 \u003d 2NaNO 3.
Odvisno od kemijske aktivnosti teh in drugih oksidov lahko reakcije potekajo pri običajni temperaturi ali segrevanju.
Kaj je razlog za te reakcije? Upoštevajmo reakcijo tvorbe BaCO 3 iz BaO in CO 2. Reakcija poteka spontano in entropija v tej reakciji se zmanjša (iz dveh snovi, trdne in plinaste, nastane ena kristalna snov), zato je reakcija eksotermna. Pri eksotermnih reakcijah je energija tvorjenih vezi večja od energije pretrgajočih, zato je energija vezi v BaCO 3 večja kot v začetnih BaO in CO 2. Tako v začetnih snoveh kot v reakcijskih produktih obstajata dve vrsti kemičnih vezi: ionska in kovalentna. Energija ionske vezi (energija rešetke) v BaO je nekoliko višja kot v BaCO 3 (velikost karbonatnega iona je večja od velikosti oksidnega iona), zato je energija sistema O 2 + CO 2 večja od energija CO 3 2.

+ Vprašanje

Z drugimi besedami, ion CO 3 2 je stabilnejši od iona O 2 in molekule CO 2, ločeno. In večja stabilnost karbonatnega iona (njegova nižja notranja energija) je povezana s porazdelitvijo naboja tega iona (- 2 e) nad tremi atomi kisika karbonatnega iona namesto nad enim v oksidnem ionu (glej tudi § 13.11).
4) Številne osnovne okside lahko reduciramo v kovine z bolj aktivnim kovinskim ali nekovinskim redukcijskim sredstvom:
MnO + Ca \u003d Mn + CaO (pri segrevanju),
FeO + H2 \u003d Fe + H2O (pri segrevanju).
Možnost nadaljevanja takšnih reakcij ni odvisna samo od aktivnosti reduktorja, temveč tudi od trdnosti vezi v začetnem in tvorjenem oksidu.
Običajni način pridobivanjaskoraj vsi bazični oksidi so oksidacija ustrezne kovine s kisikom. Na ta način natrijevi oksidi, kalij in nekatere druge zelo aktivne kovine (v teh pogojih tvorijo perokside in kompleksnejše spojine), pa tudi zlato, srebro, platina in druge zelo nizko aktivne kovine (te kovine ne reagirajo z kisika) ni mogoče dobiti. Osnovne okside lahko dobimo s toplotno razgradnjo ustreznih hidroksidov in nekaterih soli (na primer karbonatov). Tako lahko magnezijev oksid dobimo na vse tri načine:
2Mg + O2 \u003d 2MgO,
Mg (OH) 2 \u003d MgO + H20,
MgCO 3 \u003d MgO + CO 2.

1. Naredite reakcijske enačbe:
a) Li 2 O + CO 2 b) Na 2 O + N 2 O 5 c) CaO + SO 3
d) Ag 2 O + HNO 3 e) MnO + HCl f) MgO + H 2 SO 4
2. Naredite enačbe reakcij, ki se pojavijo med izvajanjem naslednjih transformacij:
a) Mg MgO MgSO 4 b) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
c) CoO Co CoCl 2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
(3) Del niklja, težkega 8,85 g, je bil žgan v toku kisika, da smo dobili nikljev (II) oksid, nato pa obdelan s presežkom klorovodikove kisline. Dobljeni raztopini smo dodajali raztopino natrijevega sulfida, dokler padavine niso prenehale. Določite maso tega sedimenta.
Kemijske lastnosti osnovnih oksidov.

13.5. Kisli oksidi

Vsi kisli oksidi so snovi z kovalentna vez.
Kisli oksidi vključujejo:
a) oksidi elementov, ki tvorijo nekovine,
b) nekateri oksidi elementov, ki tvorijo kovine, če so kovine v teh oksidih v višjih stopnjah oksidacije, na primer CrO 3, Mn 2 O 7.
Med kislimi oksidi so snovi, ki so plini pri sobni temperaturi (na primer: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), tekočine (na primer Mn 2 O 7) in trdne snovi (na primer: B 2 O 3, Si02, N 2 O 5, P 4 O 6, P 4 O 10, SO 3, I 2 O 5, CrO 3). Večina kislih oksidov je molekularnih snovi (izjeme so B 2 O 3, SiO 2, trdni SO 3, CrO 3 in nekatere druge; obstajajo tudi nemolekularne modifikacije P 2 O 5). Toda tudi nemolekularni kisli oksidi postanejo molekularni, ko preidejo v plinasto stanje.
Za kislinske okside je značilno naslednje kemijske lastnosti.
1) Vsi kisli oksidi reagirajo z močnimi bazami, tako kot s trdnimi:
CO 2 + Ca (OH) 2 \u003d CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH \u003d K 2 SiO 3 + H 2 O (pri segrevanju),
in z raztopinami alkalij (§ 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 Na 2 SO 4p + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH p \u003d 2KNO 3p + H 2 O.
Razlog za reakcije s trdnimi hidroksidi je enak kot z oksidi (glej odstavek 13.4).
Najaktivnejši kisli oksidi (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) lahko reagirajo tudi z netopnimi (šibkimi) bazami.
2) Kisli oksidi reagirajo z bazičnimi oksidi (§ 13.4):
CO 2 + CaO \u003d CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO \u003d 2Fe 3 (PO 4) 2 (pri segrevanju)
3) Številni kisli oksidi reagirajo z vodo (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O \u003d 2HNO 2 SO 2 + H 2 O \u003d H 2 SO 3 (pravilnejše pisanje formule žveplove kisline -SO 2. H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3 SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
Lahko je veliko kislih oksidov prejel z oksidacijo s kisikom (zgorevanje v kisiku ali zraku) ustreznih preprostih snovi (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, ne pa N 2 in ne halogeni):
C + O 2 \u003d CO 2,
S 8 + 8O 2 \u003d 8SO 2,
ali pri razgradnji ustreznih kislin:
H 2 SO 4 \u003d SO 3 + H 2 O (z močnim ogrevanjem),
H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O (ko se suši na zraku),
H 2 CO 3 \u003d CO 2 + H 2 O (pri sobni temperaturi v raztopini),
H 2 SO 3 \u003d SO 2 + H 2 O (pri sobni temperaturi v raztopini).
Nestabilnost ogljikove in žveplove kisline omogoča pridobivanje CO 2 in SO 2, kadar so izpostavljeni močne kisline za karbonate Na 2 CO 3 + 2HCl p \u003d 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(reakcija poteka tako v raztopini kot s trdnim Na 2 CO 3) in sulfiti
K 2 SO 3t + H 2 SO 4conc \u003d K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (če je vode veliko, se žveplov dioksid ne oddaja v obliki plina).