
- •Реферат
- •Тема: «Химические свойства оксидов»
- •Содержание
- •Введение
- •1. Оксиды
- •1.1. Определение
- •1.2. Классификация оксидов
- •1.3. Закономерности и изменения свойств оксидов
- •2. Химические свойства оксидов
- •2.1. Основные оксиды
- •2.2. Кислотные оксиды
- •2.3. Амфотерные оксиды
- •2.4. Общие химические свойства оксидов
- •Заключение
- •Список литературы
- •Приложение
2.2. Кислотные оксиды
Большинство оксидов неметаллов являются кислотными оксидами (CO2, SO3, P4O10). Оксиды переходных металлов в высших степенях окисления проявляют преимущественно также свойства кислотных оксидов, например: CrO3, Mn2O7, V2O5.
Кислотные оксиды представляют ее оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:
to
4P+5O2 = 2P2 + O5
to
2ZnS+3O2 = 2ZnO + 2SO2
to
K2Cr2O7+H2SO4 = 2CrO3↓+ K2SО4+H2O
Nа2SiO3 + 2НСl = 2NаСl + SiO2↓ + Н2О
Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот:
Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, с щелочами:
to
P2O5+Al2O3 = 2AlPO4
Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О.
Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:
to
CO2+C = 2CO
to
2SO2+O22SO3
SО2 + 2Н2S = 3S + 2Н2О,
4CrO3 + С2Н5ОН = 2Сr2О3 + 2СО2 + ЗН2О
Практически все кислотные оксиды при взаимодействии с водой (гидратации) образуют соответствующие им кислотные гидроксиды (кислородосодержащие кислоты). Например, при растворении оксида серы (VI) в воде образуется серная кислота:
SO3 + H2O → H2SO4
Кислотные оксиды могут быть получены из соответствующей кислоты:
H2SiO3 → SiO2 + H2O
2.3. Амфотерные оксиды
Амфотерность (от греч. Amphoteros – и тот и другой) – способность химических соединений (оксидов, гидроксидов, аминокислот) проявлять как кислотные свойства, так и основные свойства, в зависимости от свойств второго реагента, учавствующего в реакции.
Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами, образуя соли этих кислот. Такие реакции являются проявлением основных свойств амфотерных оксидов, например:
ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + H2O
Они также реагируют с сильными щелочами, проявляя этим свои кислотные свойства, например:
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
Амфотерные оксиды могут реагировать с щелочами двояко: в растворе и в расплаве.
При реакции с щёлочью в расплаве образуется обычная средняя соль(как показано на примере выше).
При реакции с щёлочью в растворе образуется комплексная соль.
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (В данном случае образуется тетрагидроксоаллюминат натрия)
Для каждого амфотерного металла есть свое координационное число.
Для Be и Zn — это 4; для и Al — это 4 или 6; для и Cr — это 6 или (очень редко) 4;
Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.
Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:
Аl2О3 + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2О,
Аl2О3 + 2NаОН + ЗН2О = 2Nа[Аl(ОН)4].
К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2О3, оксид хрома (III) Сr2О3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnО, оксид железа (III) Fe2О3 и ряд других.
Идеально амфотерным оксидом является вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворенных в ней солей:
Сu2+
+ Н2О
Сu(ОН)+
+ Н+,
СО32-
+ Н2О
НСО3-
+ ОН-.