Амфотерный оксид кислота: «С чем реагируют амфотерные оксиды?» – Яндекс.Кью

Содержание

Химия

ОКСИДЫ

Оглавление:

1. Определение

2. Классификация

3. Электролитическая
диссоциация

4. Получение

5. Важнейшие химические
свойства

6. Задания

7. Ответы


Оксиды – это сложные
вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых
кислород со степенью окисления -2.



КЛАССИФИКАЦИЯ



ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ

Оксиды не диссоциируют на ионы.


ВАЖНЕЙШИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ

1. Взаимодействие металлов с кислородом:  

4Li+O2= 2Li2O


2. Взаимодействие неметаллов с кислородом:

S+O2=
SO2


3. Разложение оснований при нагревании:

Cu(OH)2=CuO+H2O


4. Разложение некоторых солей при нагревании:

CaCO3=
CaO+ CO2



ВАЖНЕЙШИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Основные оксиды:

1. Основный оксид + вода = основание
Na2O + H2O = 2NaOH

2. Основный оксид + кислота = соль + вода
CaO + 2HCl
= CaCl2 +H2O

3. Основный оксид + кислотный оксид = соль
Li2O+CO2 = Li2CO3

Кислотные оксиды:
1. Кислотный оксид + вода = кислота
P2O5+3H2O = 2H3PO4

2. Кислотный оксид + основание = соль + вода
SO3 + 2NaOH
= Na2SO4
+ H2O

3. Кислотный оксид + основный оксид = соль
CaO + SO3 = CaSO4

Амфотерные оксиды:
1. Амфотерный оксид + кислота = соль(1 типа) + вода
ZnO +H2SO4
= ZnSO4 + H2O

2. Амфотерный оксид + щёлочь = соль(2 типа) +
вода

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2
+ H2O

Оксиды некоторых металлов можно восстановить до
металла
при нагревании с углём, оксидом углерода(II),
водородом или алюминием (алюминотермия).
Fe2O3 + 3C = 2Fe + 3CO

CuO + H2 = Cu + H2O

Fe2O3 + 2Al = 2Fe + Al2O3

NiO + CO = Ni + CO2

ЗАДАНИЯ

 Задание 1. Из приведённого перечня выберите
оксиды, назовите их, определите тип.
1)Na2O2 2)
Li2O 3) Al 2O3
4) FeO 5) P2O5 6) CO2  7) OF2
8) MgO

 Задание 2. С
какими из перечисленных веществ может реагировать а)
Li2O
б)CO2 в)Al2O3
1)Na2O 2)SO3  3)H2
4)NaOH 5)H2SO4  6)Na2SO4 
7)O2  8) AlCl3

ОТВЕТЫ.

Наверх

Реакции ионного обмена и условия их осуществления

Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых — кислород со степенью окисления ($–2$).

Общая формула оксидов: $Э_{m}O_n$, где $m$ — число атомов элемента $Э$, а $n$ — число атомов кислорода. Оксиды могут быть твердыми (песок $SiO_2$, разновидности кварца), жидкими (оксид водорода $H_2O$), газообразными (оксиды углерода: углекислый $CO_2$ и угарный $CO$ газы). По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующими называются такие оксиды, которые не взаимодействуют ни со щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Их немного, в их состав входят неметаллы.

Солеобразующими называются такие оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или основаниями и образуют при этом соль и воду.

Среди солеобразующих оксидов различают оксиды основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют основания. Например: $CaO$ соответствует $Ca(OH)_2, Na_2O — NaOH$.

Типичные реакции основных оксидов:

1. Основный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена):

$CaO+2HNO_3=Ca(NO_3)_2+H_2O$.

2. Основный оксид + кислотный оксид → соль (реакция соединения):

$MgO+SiO_2{→}↖{t}MgSiO_3$.

3. Основный оксид + вода → щелочь (реакция соединения):

$K_2O+H_2O=2KOH$.

Кислотные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов:

N2O5 соответствует $HNO_3, SO_3 — H_2SO_4, CO_2 — H_2CO_3, P_2O_5 — H_3PO_4$, а также оксиды металлов с большим значением степеней окисления: ${Cr}↖{+6}O_3$ соответствует $H_2CrO_4, {Mn_2}↖{+7}O_7 — HMnO_4$.

Типичные реакции кислотных оксидов:

1. Кислотный оксид + основание → соль + вода (реакция обмена):

$SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$.

2. Кислотный оксид + основный оксид → соль (реакция соединения):

$CaO+CO_2=CaCO_3$.

3. Кислотный оксид + вода → кислота (реакция соединения):

$N_2O_5+H_2O=2HNO_3$.

Такая реакция возможна, только если кислотный оксид растворим в воде.

Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Это $ZnO, Al_2O_3, Cr_2O_3, V_2O_5$. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются.

Типичные реакции амфотерных оксидов:

1. Амфотерный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена):

$ZnO+2HCl=ZnCl_2+H_2O$.

2. Амфотерный оксид + основание → соль + вода или комплексное соединение:

$Al_2O_3+2NaOH+3H_2O{=2Na[Al(OH)_4],}↙{\text»тетрагидроксоалюминат натрия»}$

$Al_2O_3+2NaOH={2NaAlO_2}↙{\text»алюминат натрия»}+H_2O$.

ЕГЭ. Химические свойства оксидов

Химические свойства оксидов

Взаимодействие оксидов с водой





Правило Комментарий
Основный оксид + H2O → Щелочь

Реакция идет, если образуется растворимое основание, а также Ca(OH)2:

Li2O + H2O → 2LiOH

Na2O + H2O → 2NaOH

K2O + H2O → 2KOH


 


CaO + H2O → Ca(OH)2

SrO + H2O → Sr(OH)2

BaO + H2O → Ba(OH)2


 


MgO + H2O → Реакция не идет, ак как Mg(OH)2 нерастворим*

FeO + H2O → Реакция не идет, так как Fe(OH)2 нерастворим

CrO + H2O → Реакция не идет, так как Cr(OH)2 нерастворим

CuO + H2O → Реакция не идет, так как Cu(OH)2 нерастворим

Амфотерный оксид Амфотерные оксиды, также как и амфотерные гидроксиды, с водой не взаимодействуют
Кислотный оксид + H2O → Кислота

Все реакции идут за исключением SiO2 (кварц, песок):

SO3 + H2O → H2SO4

N2O5 + H2O → 2HNO3

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 и т. д.


SiO2 + H2O → реакция не идет

* Источник: [2] «Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки», стр. 143.

 

Взаимодействие оксидов друг с другом

1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:

Na2O + CaO → реакция не идет

CO2 + SO3 → реакция не идет

 

2.  Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO2, SO2, о них подробнее ниже):

Na2O + SO3 → Na2SO4

CaO + CO2 → CaCO3

Na2O + ZnO → Na2ZnO2

 

Взаимодействие оксидов с кислотами

1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Na2O + HNO3 → NaNO3 + H2O

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O

 

Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H2SiO3. Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.  

CuO + H2SiO3 → реакция не идет.

 

2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O

SO3 + H2S → SO2­ + H2O

SiO2 + 4HF(нед.) → SiF4 + 2H2O

 

С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):

SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO

 

Взаимодействие оксидов с основаниями

1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:

SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O

CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O

CO2 + NaOH → NaHCO3 (если CO2 в избытке)

 

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:

а) Реакциях с растворами щелочей:

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)

BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)

 

б) Сплавление с твердыми щелочами:

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (цинкат натрия)

(кислота: H2ZnO2)

BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)

(кислота: H2BeO2)

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)

(кислота: HAlO2)

 

Взаимодействие оксидов с солями

1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:

SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2­

P2O5 + 3CaCO3 → Ca3(PO4)2 + 3CO2­

Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2

Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2

ZnO + 2KHCO3 → K2ZnO2 + 2CO2 + H2O


SiO2 + K2SO3 → K2SiO3 + SO2­

ZnO + Na2SO3 → Na2ZnO2 + SO2­

 

Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:

K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2­ (H2CO3 слабее и менее устойчива, чем H2SO3)

 

2.  Растворенный в воде CO2 растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):

CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2

CO2 + H2O + MgCO3 → Mg(HCO3)2

В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:

MgCO3 + CO2 (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.

Это один из способов получения кислых солей.

 

Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):

1. Реакции с CO, C и H2:

CuO + C →  Cu + CO­  

CuO + CO →  Cu + CO2

CuO + H2 →  Cu + H2O­                     

 

ZnO + C →  Zn + CO­

ZnO + CO →  Zn + CO2

ZnO + H2 →  Zn + H2

 

PbO + C →  Pb + CO

PbO + CО →  Pb + CO2­

PbO + H2 →  Pb + H2O

 

FeO + C →  Fe + CO

FeO + CО →  Fe + CO2­

FeO + H2 →  Fe + H2O

 

Fe2O3 + 3C →  2Fe + 3CO

Fe2O3 + 3CО →  2Fe + 3CO2

Fe2O3 + 3H2 →  2Fe + 3H2

 

WO3 + 3H2 → W + 3H2O

 

2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:

CaO + 3C → CaC2 + 3CO

2Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO

 

3. Восстановление более активным металлом:

3FeO + 2Al →  3Fe + Al2O3

Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3.

 

4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:

2P2O5 + 5C → 4P + 5CO2

SO2 + C → S + CO2

2NO + C → N2 + CO2

2N2O + C → 2N2 + CO2

SiO2 + 2C → Si + 2CO

 

Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:

2NO + 2H2 → N2 + 2H2O

N2O + H2 → N2 + H2O

 

SiO2 + H2 → реакция не идет.

 

В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:

CO + 2H2 <=> CH3OH (t, p, kt)

 

Особенности свойств оксидов CO

2 и SO2

1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:

CO2 + Al(OH)3 → реакция не идет

 

2. Реагируют с углеродом:

CO2 + C → 2CO­

SO2 + C → S + CO2­

 

3. С сильными восстановителями SO2 проявляет свойства окислителя:

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O

SO2 + 4HI → S + 2I2 + 2H2O

SO2 + 2C → S + CO2

SO2 + 2CO → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)

 

4. Сильные окислители окисляют SO2:

SO2 + Cl2 <=> SO2Cl2

SO2 + Br2 <=> SO2Br2

SO2 + NO2 →  SO3 + NO

SO2 + H2O2 →  H2SO4

 

5SO2 + 2KMnO4 +2H2O →  2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4

SO2 + 2KMnO4 + 4KOH →  2K2MnO4 +K2SO4 + 2H2O

 

SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO

 

6. Оксид углерода (IV) CO2 проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:

CO2 + 2Mg → 2MgO + C (t)

 

Особенности свойств оксидов азота (N

2O5, NO2, NO, N2O)

1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями. Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах. Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H2, HI и йодиды, H2S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.

 

2NO2 + 4CO&nbsp → N2 + 4CO2

2NO2 + 2S → N2 + 2SO2

2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO

 

N2O5 + 5Cu → N2 + 5CuO

2N2O5 + 2KI → I2 + 2NO2 + 2KNO3

N2O5 + H2S → 2NO2 + S + H2O

 

2NO + 2H2 → N2 + 2H2O

2NO + C → N2 + CO2

2NO + Cu → N2 + 2Cu2O

2NO + Zn → N2 + ZnO

2NO + 2H2S → N2 + 2S + 2H2O

 

N2O + H2 → N2 + H2O

2N2O + C → 2N2 + CO2

N2O + Mg → N2 + MgO

 

2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N2O5, так как степень окисления уже максимальная):

2NO + 3KClO + 2KOH →  2KNO3 + 3KCl + H2O

8NO + 3HClO4 + 4H2O →  8HNO3 + 3HCl

14NO + 6HBrO4 + 4H2O →  14HNO3 + 3Br2

NO + KMnO4 + H2SO4 →  HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

5N2O + 2KMnO4 + 3H2SO4 →  10NO + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

 

3. Несолеобразующие оксиды N2O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).

 

Химические свойства CO как сильного восстановителя

1. Реагирует с некоторыми неметаллами:

2CO + O2 → 2CO2

CO + 2H2 <=> CH3OH (t, p, kt)

CO + Cl2 <=> COCl2 (фосген)

 

2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:

CO + KOH → HCOOK

CO + Na2O2 → Na2CO3

CO + Mg → MgO + C (t)

3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:

CO + CuO → Cu + CO2

3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2

3CO + Cr2O3 → 2Cr + 3CO2

 

2CO + SO2 → S + 2CO2­ (Al2O3, 500°C)

5CO + I2O5 → I2 + 5CO2­

4CO + 2NO2 → N2 + 4CO2

 

3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.

 

Химические свойства SiO

2

1. Взаимодействует с активными металлами:

SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si

SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si

SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si

 

2. Взаимодействует с углеродом:

SiO2 + 2C → Si + 2CO

(Согласно пособию «Курс самоподготовки» Каверина, SiO2 + CO → реакция не идет)

 

3  С водородом SiO2 не взаимодействует.

 

4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:

SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O

SiO2 + CaO → CaSiO3

SiO2 + BaO → BaSiO3

SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2

SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2

SiO2 + Cu(OH)2 → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).

 

5. Из кислот SiO2 взаимодействует только с плавиковой кислотой:

SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O.

 

Свойства оксида P

2O5 как сильного водоотнимающего средства

HCOOH + P2O5 → CO + H3PO4

2HNO3 + P2O5 → N2O5 + 2HPO3

2HClO4 + P2O5 → Cl2O7 + 2HPO3.

 

Термическое разложение некоторых оксидов

В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины:

Основные:

4CuO → 2Cu2O + O2 (t)

2HgO → 2Hg + O2 (t)

 

Кислотные:

2SO3 → 2SO2 + O2 (t)

2N2O → 2N2 + O2 (t)

2N2O5 → 4NO2 + O2 (t)

 

Амфотерные:

4MnO2 → 2Mn2O3 + O2 (t)

6Fe2O3 → 4Fe3O4 + O2 (t).

 

Особенности оксидов NO

2, ClO2 и Fe3O4

1. Диспропорционирование: оксидам NO2 и ClO2 соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO2 и хлорат и хлорит в случае ClO2:

2N+4O2 + 2NaOH → NaN+3O2 + NaN+5O3 + H2O

4NO2 + 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 + Ba(NO3)2 + 2H2O

2NO2 + Na2CO3 →  NaNO3 + NaNO2 + CO2

 

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N+5, так как он окисляет нитрит до нитрата:

4NO2 + O2 + 4NaOH → 4NaNO3 + 2H2O

4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3              (растворение в избытке кислорода)

 

2Cl+4O2 + H2O → HCl+3O2 + HCl+5O3

2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2

 

2. Оксид железа (II,III) Fe3O4 (FeO·Fe2O3) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 4H2O.

Тест » Кислотные и основные оксиды»

Тест по теме: «Обобщение сведений о важнейших классах неорганических соединений»

8 класс.

Вопрос № 1

Определите характер оксидов К2О, Al2 О3, BaO, SO3,СrО3.

1) К2О, BaO — кислотные; SO3, СrО3-амфотерные, Al2 О3— основный

2) К2О, СrО3— основные; BaO — кис­лотный; SO3, Al2 О3— амфотерные.

3) К2О, BaO — основные; Al2 О3-амфотерный; SO3, СrО3— кислотные

(Верный ответ — 3. )

Определите характер оксидов. Na2O, Сг2Оз, СО2,СоО, Мn2О7.

1) Na2O, Сг2О3 — кислотные; СО2, СоО— амфотерные. Мn2О7— основный

2) Na2O, Сг2О3— основные; СоО, СО2— кислотные, Мn2О7— амфотерный.

3) Na2O, СоО — основные; Сг2О3 — амфотерный, СО2 Мn2О7— кислотные.

(Верный ответ3.)

Вопрос № 3

С какими из перечисленных веществ могут взаимодействовать кислотные окси­ды: вода, кислота, основание, основный оксид, амфотерный оксид, амфотерный гидроксид. Приведите уравнения реакций

1) Вода, кислота, основание

2) Вода, основание, основный оксид, кислота.

3) Вода, основание, основный оксид, амфотерный оксид, амфотерный гид­роксид.

4) Кислота, амфотерный оксид, ам­фотерный гидроксид.

(Верный ответ — 3.)

С какими из перечисленных веществ могут взаимодействовать основные окси­ды: вода, кислота, основание, кислотный оксид, основный оксид, амфотерный ок­сид. Приведите уравнения реакций.

1) Вода, основание, основный оксид.

2) Вода, кислота, основание.

3) Вода, амфотерный оксид, основ­ный оксид.

4) Вода, кислота, кислотный оксид, амфотерный оксид.

5) Вода, кислота, основание, амфо­терный оксид.

(Верный ответ — 4.)

Вопрос № 5

Какие из перечисленных веществ реагируют с водой: СО2, CaO, SO3HCl, NH3, N2, Сu, Na?

1) HCl, N2, Сu.

2) СО2, Сu, HCl.

3) N2, CaO, NH3.

4) CO2, CaO, SO3, NH3, Na.

5) SO3, CaO, N2.

(Верный ответ — 4.)

Вопрос № 6

Какие соли можно получить при вза­имодействии гидроксида бария и сер­ной кислоты?Приведите уравнения ре­акций

1) Сульфат

2) Сульфат, гидросульфат.

3) Сульфат, гидросульфат, гидроксосульфат

4) Сульфат, гидроксисульфат.

( Верный ответ — 3.)

Вопрос № 7

Какие соли можно получить при вза­имодействии гидроксида цезия и сер­ной кислоты? Приведите уравнения ре­акций

1) Сульфат, гидроксисульфат.

2) Сульфат, гидросульфат, гидрокси­сульфат.

3) Сульфат, гидросульфат

(Верный ответ — 3. )

Вопрос № 8

Какие соли можно получить при вза­имодействии гидроксида магния и азот­ной кислоты? Приведите уравнения ре­акций.

1) Нитрат, гидронитрат, гидрокси-нитрат

2) Нитрат

3) Нитрат, гидроксинитрат.

(Верный ответ – 3)

Вопрос № 9

Какие соли можно получить при вза­имодействии гидроксида натрия и фос­форной кислоты? Приведите уравнения реакций

1) Фосфат, гидрофосфат.

2) Фосфат, гидрофосфат, дигидро-фосфат.

3) Фосфат, гидроксифосфат.

4) Фосфат

(Верный ответ — 2.)

Какие соли можно получить при вза­имодействии гидроксида кальция и со­ляной кислоты? Приведите уравнения реакций.

1) Хлорид.

2) Хлорид,гидрохлорид.

3)Хлорид,гидроксихлорид.

(Верный ответ — 3.)

Определите характер оксидов: СгО, Cr2О3 СrО3. Приведите уравнения воз­можных реакций с КОН и HCl.

1) СгО — кислотный, Cr2О3— основ­ный, СrО3 — амфотерный.

2) СгО — основный, Cr2О3— кислот­ный, СrО3 — амфотерный.

3) СгО — основный, Cr2О3— кислот­ный, СrО3— амфотерный

(Верный ответ — 3.)

Определите характер оксидов: МnО, МnО2 , Мn2О7.

1) МnО — кислотный, МnО2 — ос­новный, Мn2О7— амфотерный.

2) МnО — основный, МnО2 — кис­лотный, Мn2О7 — амфотерный.

3) МnО — основный, МnО2 — ам­фотерный, Мn2О7 — кислотный.

(Верный ответ2.)

Написать уравнение реакций доказывающий химические свойства оксидов, кислот, оснований

AlO3 — амфотерный оксид                                                                                                   
1.  взаимодействует с кислотами  и кислотными оксидами 

амфотерный оксид + кислота = соль+ вода
Al2O3+6НСl=2AlCl3+3h3O

амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
Al2O3+3SO3= Al2(SO4)3

2. не взаимодействует с h3O
3. взаимодействует с щелочами (=растворимыми основаниями)

амфотерный оксид + щелочь(расплав) = соль+вода
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + h3O

амфотерный оксид + щелочь(раствор) = комплексная соль
Al2O3 + 2NaOH + 3h3O = 2Na[Al(OH)4]

4. взаимодействует с основными оксидами 

амфотерный оксид + основный оксид + соль + вода 
Al2O3 + Na2O = 2NaAlO2

NaOH— растворимое основание (щелочь)
1. изменяют окраску индикаторов: лакмус — синий, метилоранж — жёлтый, фенолфталеин — малиновый.

2. взаимодействует с кислотами 

основание + кислота = соль + вода
NaOH + HCl = NaCl + h3O
Прим.: реакция не идёт, если и кислота, и щёлочь слабые. 

3. взаимодействует с кислотными и амфотерными оксидами
(только щелочи!)

щёлочь + кислотный /амфотерный оксид = соль + вода
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + h3O

4. взаимодействует с солями
(только щелочи!)

щёлочь + соль = (новое) основание + (новая) соль 
Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4+ 2NaOH
Прим.: исходные вещества должны быть в растворе, а хотя бы 1 из продуктов реакции выпасть в осадок или мало растворяться.

HCl — кислота
1. изменяют окраску индикаторов (лакмус — красный,метилоранжевый- красный)

2. взаимодействуют с металлами(до H в ряду активности металлов)

металл + кислота = соль + водород                             Mg+2HCl=MgCl2+h3

3.взаимодействуют с основными/амфотерными оксидами

основный оксид + кислота = соль + вода                              CuO+HCl=CuCl+h3O                                                           

амфотерный оксид + кислота = соль+ вода                 ZnO+2HСl=ZnCl2+h3O

4. взамодействует с основаниями (реакция нейтрализации)                 

основание + кислота = соль + вода                                                                       LiOH+ HCl=LiCl + h3O

5.взаимодействует с солями

соль + кислота = новая соль + остаток + вода        Na2CO3+HCl=NaCl+CO2+h3O

Химические свойства оксидов

Оксиды бывают:

  1. солеобразующие
    • основные (Na2O, MgO),
    • кислотные (SO3, CO2, Mn2O7),
    • амфотерные (Al2O3, ZnO)
  2. несолеобразующие (NO, N2O, CO)

 

1.  Основные оксиды реагируют с кислотами, кислотными оксидами, водой (только оксиды активных металлов)

2. Кислотные оксиды реагируют с водой (кроме SiO2), щелочами, основными оксидами.

3. Амфотерные оксиды реагируют с кислотами, щелочами, кислоными оксидами, основными оксидами (при сплавлении)

4. Несолеобразующие оксиды — не реагируют ни с водой, ни с кислотами, ни со щелочами.

 

Давайте порассуждаем вместе

1. Какое из веществ взаимодействует с водой при комнатной температуре?

1) оксид кремния (IV)

2) оксид меди (II)

3) оксид серы (VI)

4) сера

 

Ответ: №3, т.к. SO3 + H2O = H2SO4 , кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот, исключение SiO2.

2. Какое из веществ не взаимодействует с соляной кислотой

1) оксид углерода (IV)

2) оксид кальция

3) нитрат серебра

4) кальций

 

Ответ: №1, т. к. с кислотами не взаимодействует кислотный оксид CO2

3. Оксид кальция не взаимодействует с

1) оксидом углерода (IV)

2) гидроксидом натрия

3) водой

4) хлороводородом

 

Ответ: №2, т.к. основные оксиды не реагируют со щелочами.

4. Соляная кислота реагирует с каждым из оксидов

1) CaO и CO2

2) SO3 и SiO2

3) CO и NO

4) MgO и ZnO

 

Ответ: №4 с кислотами реагируют основные (MgO) и амфотерные оксиды (ZnO)

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

5. Оксид магния реагирует с каждым из веществ

1) HCl и SO3

2) SO3 и NaOH

3) NaOH и H2О

4) H2SO4 и KCl

 

Ответ: №1, т. к. основные оксиды (MgO) реагируют с кислотами (HCl) и кислотными оксидами (SO3)

MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O

MgO + SO3 = MgSO4

6. Оксид серы (IV) реагирует с

1) NaOH

2) NaCl

3) H2SO4

4) P2O5

 

Ответ: №1, т.к. оксид серы (IV) является кислотным оксидом и может реагировать со щелочью

NaOH + SO2 = Na2SO3 + H2O

7. С водным раствором гидроксида калия реагируют

1) алюминий

2) медь

3) натрий

4) сульфат меди (II)

5) сульфат натрия

 

Ответ: 1, 4, т.к. Al — амфотерный металл, он реагирует и с кислотами и с растворами щелочей 2Al + 2KOH + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2

CuSO4 — растворимая соль, со щелочью дает осадок Cu(OH)2 синего цвета CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2SO4

8. С разбавленным водным раствором серной кислоты реагируют

1) алюминий

2) медь

3) оксид меди (II)

4) хлорид калия

5) хлорид бария

 

Ответ: 1, 3, 5, т.к. Al — амфотерный металл, он реагирует и с кислотами и с растворами щелочей 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2

CuO — основный оксид, реагирует с кислотами CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

BaCl2 — растворимая соль, дает с серной кислотой белый осадок сульфата бария BaCl2 + H2SO4 = 2HCl + BaSO4

9. С водными растворами каких веществ реагирует углекислый газ

1) хлорид натрия

2) карбонат натрия

3) гидроксид кальция

4) соляная кислота

5) гидроксид натрия

 

Ответ: 2, 3, 5, т. к. CO2 — кислотный оксид, он реагирует с растворами карбонатов с образованием кислых солей Na2CO3 + CO2 + H2O = 2NaHCO3

Ca(OH)2 и NaOH — щелочи реагируют с кислотными оксидами Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + H2O ; 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O

10. С водным раствором гидроксида натрия реагируют

1) алюминий

2) хлор

3) оксид железа (II)

4) оксид серы (IV)

5) серебро

 

Ответ: 1, 2, 4, т.к. Al — амфотерный металл, он реагирует и с кислотами и с растворами щелочей 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Cl2 — активный неметалл — галоген реагирует со щелочью и на холоду и при нагревании

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + h3O (холод)

3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (нагрев)

SO2 — кислотный оксид реагирует со щелочью SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

11. С водным раствором азотной кислоты реагируют

1) медь

2) углекислый газ

3) оксид магния

4) серная кислота

5) оксид алюминия

 

Ответ: 1,3, 5, т.к. азотная кислота сильный окислитель, она реагирует даже с металлами, стоящими после водорода, выделяя оксиды азота

3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

MgO и Al2O3 — основный и амфотерный оксиды соответственно, они реагируют с кислотами с образованием соли и воды

MgO + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O

Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O

 

12. Оксид железа (II) взаимодействует с раствором

1) аммиака

2) бромоводорода

3) карбоната калия

4) хлорида натрия

 

Ответ: №2, т. к. основные оксиды реагируют с кислотами

FeO + 2HBr = FeBr2 = H2O

 

Кислотные оксиды

1

H

1,008

1s1

2,1

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

4,0026

1s2

4,5

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

18,998

2s2 2p5

3,98

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

20,180

2s2 2p6

4,4

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

22,990

3s1

0,98

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

39,948

3s2 3p6

4,3

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Определение амфотерного оксида в химии

Амфотерный оксид — это оксид, который может действовать как кислота или основание в реакции с образованием соли и воды. Амфотеризм зависит от степени окисления, доступной химическим веществам. Поскольку металлы имеют несколько степеней окисления, они образуют амфотерные оксиды и гидроксиды.

Примеры амфотерного оксида

Металлы, демонстрирующие амфотеризм, включают медь, цинк, свинец, олово, бериллий и алюминий.

Al 2 O 3 представляет собой амфотерный оксид.При взаимодействии с HCl он действует как основание с образованием соли AlCl 3 . При взаимодействии с NaOH он действует как кислота с образованием NaAlO 2 .

Обычно оксиды средней электроотрицательности являются амфотерными.

Амфипротические молекулы

Амфипротические молекулы — это тип амфотерных частиц, которые отдают или принимают H + или протон. Примеры амфипротических разновидностей включают воду (которая самоионизируется), а также белки и аминокислоты (которые имеют группы карбоновых кислот и аминов).

Например, ион гидрокарбоната может действовать как кислота:

HCO 3 + OH → CO 3 2- + H 2 O

или в качестве основы:

HCO 3 + H 3 O + → H 2 CO 3 + H 2 O

Имейте в виду, что хотя все амфипротические виды являются амфотерными, не все амфотерные виды являются амфипротическими. Примером является оксид цинка ZnO, который не содержит атома водорода и не может отдавать протон.Атом Zn может действовать как кислота Льюиса, принимая электронную пару от OH−.

Связанные термины

Слово «амфотерный» происходит от греческого слова amphoteroi , что означает «оба». Термины «амфихромный» и «амфихромный» относятся к кислотно-щелочному индикатору, который дает один цвет при взаимодействии с кислотой и другой цвет при взаимодействии с основанием.

Использование амфотерных видов

Амфотерные молекулы, которые имеют как кислотные, так и основные группы, называются амфолитами.В основном они встречаются в виде цвиттерионов в определенном диапазоне pH. Амфолиты можно использовать в изоэлектрической фокусировке для поддержания стабильного градиента pH.

Какие факторы делают амфотерные оксиды способными реагировать как с кислотами, так и с щелочами?

Основные оксиды

Металлический характер увеличивается справа налево и сверху вниз в Периодической таблице.

Самые металлические элементы образуют самые основные оксиды.

Даже если оксиды нерастворимы в воде, мы все равно называем их основными оксидами, потому что они вступают в реакцию с кислотами.

# «MgO (s) + 2HCl (водн.) → MgCl» _2 «(водн.)» + «H» _2 «O» (l) «# ​​

Кислые оксиды

Неметаллический символ увеличивается слева направо и снизу вверх в Периодической таблице.

Самые неметаллические элементы образуют наиболее кислые оксиды.

Они реагируют с водой с образованием оксокислот. Например,

# «SO» _2 «(вод.)» + «H» _2 «O (l)» → «H» _2 «SO» _3 «(вод.)» #

Даже если оксид нерастворим в воде, мы все равно относим его к кислому, если он реагирует с основаниями с образованием солей.»-» «(водн.)» #

Более легкие элементы групп 2 и 13, некоторые из # «d» # — блочных элементов и более тяжелые элементы групп 14 и 15 содержат амфотерные оксиды.

Самые основные оксиды находятся в нижнем левом углу Периодической таблицы, а самые кислые оксиды — в верхнем правом углу, поэтому неудивительно, что граница между кислотными и основными оксидами проходит по диагонали.

Амфотеризм и степени окисления

Амфотеризм зависит от степени окисления оксида.

Нет простого способа предсказать, какие элементы будут амфотерными.

Амфотерный характер оксида, вероятно, отражает способность металла поляризовать окружающие ионы оксида, то есть придавать значительный ковалентный характер связи # «M-O» #.

Эта способность увеличивается с увеличением степени окисления, поскольку положительный характер центрального атома увеличивается.

Однако в группе 15 амфотерными являются только оксиды с более низкой степенью окисления.

Оксиды с более высокой степенью окисления слишком кислые, чтобы быть амфотерными.

Многие переходные металлы образуют амфотерные оксиды, но трудно предсказать, какой из их оксидов будет амфотерным.

Можно сказать, что амфотерная природа оксида сильно зависит от степени окисления металла.

Кислотность катиона быстро повышается с увеличением заряда, поэтому переходные металлы с различными степенями окисления могут иметь кислые, основные или амфотерные оксиды.»-» #

Неорганическая химия — Почему оксид алюминия амфотерный?

Я буду использовать подход, который был включен в следующую книгу для ответа на этот вопрос: Нажатие стрелы в неорганической химии; логический подход к химии элементов основной группы

Для начала, пожалуйста, прочтите мой ответ на этот вопрос: Почему хромат стабилен в основной среде, а дихромат — в кислой среде? чтобы прочитать предисловие к этому методу, включая возможные проблемы.

По сути, в книге говорится об определении типа реакционной способности неорганических молекул по их структуре. Хотя это может не отражать со 100% точностью фактический путь реакции, мы можем считать, что это довольно хорошее приближение к тому, что происходит в действительности. В то время как полностью правильный механизм может быть обнаружен только экспериментально, мы можем получить механизм вероятный , применяя подход, основанный на толкании стрелы, и это должно, по крайней мере, отражать реальный путь в достаточной степени, если не полностью.

Теперь, если мы посмотрим на структуры оксида алюминия и оксида галлия ($ \ ce {Al2O3} $ и $ \ ce {Ga2O3} $), мы увидим, что они обладают похожей структурой мостикового димера, как показано ниже. для оксида алюминия (такой же структурный каркас действителен и для оксида галлия, просто заменив алюминий галлием, как показано ниже):

Это строение теперь обладает некоторыми уникальными свойствами. -} $, который здесь можно было бы назвать алюминат-ионом.-} $, чтобы сформировать еще один крот из $ \ ce {AlOCl} $ (показано на следующей диаграмме).

После этого $ \ ce {AlOCl} $ может быть вовлечен в повторяющийся процесс протонирования, атаки хлоридом и удаления воды с получением конечных продуктов следующим образом:

Продукты этих реакций могут быть проверены на оксиды алюминия и галлия соответственно на их страницах в Википедии.

Итак, мы можем видеть, что одной из основных причин амфотерной природы оксидов может быть их мостиковая структура, которая позволяет им реагировать как с кислотами, так и с основаниями, как показано выше.

Теперь, переходя к оксиду индия, формула этого соединения, как указано здесь, — $ \ ce {In2O3} $, которая имеет сходство с формулой $ \ ce {Al2O3} $ и $ \ ce {Ga2O3} $, которую мы указано выше. Итак, я ожидал, что этот оксид по крайней мере будет обладать некоторыми амфотерными свойствами. Это действительно так, как указано здесь для гидроксида индия (поскольку гидроксиды представляют собой просто гидратированные формы их оксидов, мы можем ожидать аналогичной природы и для оксида индия):

Результат убедительно показал, что In (OH) 3 имеет лишь незначительную амфотерность, будучи гораздо более щелочным, чем кислотный.

Кроме того, на странице Википедии об оксиде индия четко указано, что этот оксид растворим в кислотах, но не в щелочах. Это вполне ожидаемо, потому что, когда вы двигаетесь вниз по группе, элементы имеют тенденцию становиться более металлическими по своей природе, и, следовательно, их оксиды также имеют тенденцию становиться более основными. Следовательно, для оксида индия (III) целесообразно иметь амфотерный оксид, слегка стремящийся к основному концу. Реакция между кислотой и $ \ ce {In2O3} $ должна следовать общей схеме, которая проиллюстрирована выше для $ \ ce {Al2O3} $ и $ \ ce {HCl} $, и должна давать аналогичные продукты. Это действительно так, как видно здесь

Что касается таллия, из-за эффекта инертной пары он обычно образует оксид, в котором таллий находится в степени окисления +1, с формулой $ \ ce {Tl2O} $, как указано здесь. Это не укладывается в общую формулировку $ \ ce {Al2O3} $ и $ \ ce {Ga2O3} $, которую мы обсуждали выше. Следовательно, можно было бы ожидать, что этот оксид просто станет более основным, чем другие члены группы (поскольку это оксид самого низшего элемента группы), и не будет демонстрировать особых признаков амфотерной природы.Это соответствует тому, что здесь сказано.

Прежде чем закончить ответ, я хотел бы повторить то, что я сделал в начале ответа:

Все эти пути — просто возможные механизмы, и без проведения экспериментов невозможно узнать, верны они или нет. Однако это весьма вероятные предположения, и можно ожидать, что эти пути представляют реальные механизмы с хорошим приближением

Узнайте об амфотерной субстанции | Чегг.com

Амфотерные оксиды — это оксиды металлов, которые реагируют с кислотами в качестве основания и реагируют с основаниями в качестве кислоты. Эта реакция вызывает образование воды и соли. Оксид свинца, оксид цинка и оксид алюминия являются некоторыми примерами амфотерных оксидов. Элементы, расположенные в центре периодической таблицы, обычно образуют амфотерные оксиды. Элементы, которые находятся слева от таблицы Менделеева, образуют основные оксиды, а элементы, которые находятся справа от таблицы Менделеева, образуют кислые оксиды.

Некоторые примеры и реакции амфотерных оксидов:

Оксид свинца: В соляной кислоте оксид свинца образует хлорид свинца (II) и воду.

PbO + 2HCl → PbCl2 + h3O \ rm PbO + 2 HCl \ rightarrow PbCl_2 + H_2OPbO + 2HCl → PbCl2 + h3 O

В таких основаниях, как гидроксид натрия, и в присутствии воды оксид свинца образует комплекс свинца натрия. гидроксид.

PbO + 2NaOH + h3O → Na2 [Pb (OH) 4] \ rm PbO + 2 NaOH + H_2O \ rightarrow Na_2 [Pb (OH) _4] PbO + 2NaOH + h3 O → Na2 [Pb (OH) 4 ]

Оксид цинка: В кислотах, таких как серная кислота, оксид цинка образует сульфат цинка и воду.

ZnO + h3SO4 → ZnSO4 + h3O \ rm ZnO + H_2SO_4 \ rightarrow \ ZnSO_4 \ + H_2OZnO + h3 SO4 → ZnSO4 + h3 O

В таких основаниях, как гидроксид натрия, оксид цинка образует комплекс, называемый гидроксидом цинка натрия. .

ZnO + 2 NaOH + h3O → Na2 [Zn (OH) 4] \ rm ZnO + 2 \ NaOH \ + H_2O \ rightarrow \ Na_2 [Zn (OH) _4] ZnO + 2 NaOH + h3 O → Na2 [ Zn (OH) 4]

Оксид алюминия: Когда оксид алюминия вступает в реакцию с соляной кислотой, образуются хлорид алюминия и вода.

Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 +3 h3O \ rm Al_2O_3 + 6 \ HCl \ rightarrow \ 2 \ AlCl_3 \ + 3 \ H_2OAl2 O3 +6 HCl → 2 AlCl3 +3 h3 O

Если алюминий оксид вступает в реакцию с основанием, таким как гидроксид натрия, образуется алюминат натрия.

Al2O3 + 2 NaOH +3 h3O → 2 Na2 [Al (OH) 4] \ rm Al_2O3 + 2 \ NaOH \ + 3 \ H_2O \ rightarrow \ 2 \ Na_2 [Al (OH) _4] Al2 O3 + 2 NaOH +3 h3 O → 2 Na2 [Al (OH) 4]

Амфотерные оксиды Архивы — Фактор

Наука> Химия> Элементы третьего ряда> Гидроксиды элементов третьего ряда

В данной статье мы изучим гидроксиды элементов третьего ряда.

Различные типы гидроксидов элементов третьего ряда классифицируются в зависимости от способа их диссоциации.Согласно теории Аррениуса, кислота — это вещество, которое дает ионы H + в водной среде, а основание — это вещество, которое дает ионы OH в водной среде.

Давайте использовать M-O-H в качестве общей формулы для представления гидроксисоединения элементов третьего ряда. Режим ионизации определяет природу гидроксида, является ли он кислотным или основным.

Типы гидроксисоединений:

Основное гидроксисоединение:

Гидроксисоединения, дающие ионы OH в водной среде, называются основными гидроксидами.

M — O — H (водн.) → M + + OH

Это возможно, если у элемента очень низкий потенциал ионизации. Валентные электроны слабо удерживаются атомом. Из-за очень низкой энтальпии ионизации и электроотрицательности атом металла не может удерживать валентные электроны. Электронная пара между M и O больше притягивается к более электроотрицательному кислороду. Связь M-O становится слабой, а связь O-H становится прочной. Таким образом, связь между M и OH разрывается

e.грамм. гидроксид натрия NaOH и гидроксид магния Mg (OH) 2 являются основными гидроксисоединениями.

NaOH (водн.) → Na + + OH

Mg (OH) 2 (водн.) → Mg 2 + + 2 OH

Оба гидроксида дают ионы OH в водной среде.

Кислотные гидроксисоединения (оксикислоты):

Гидроксисоединения, которые дают ионы OH — в водной среде, называются основными гидроксидами.

M — O — H (водн.) → MO + H +

Это возможно, когда элемент имеет больший потенциал ионизации. Валентные электроны прочно удерживаются атомом. Из-за более высокой энтальпии ионизации и электроотрицательности атом металла сильно удерживает валентные электроны. Электронная пара между M и O больше притягивается к более электроотрицательному элементу M. В результате связь M-O-H ведет себя как основание.

Связь

M-O становится прочной, а связь O-H становится слабой.Таким образом, связь между МО и Н разрывается, что приводит к образованию ионов Н + в водной среде.

Гидроксисоединения, которые дают ионы H + в водной среде, называются кислыми гидроксисоединениями или оксикислотами. Если предполагается, что M-O-H является кислородной кислотой, тогда связь O-H разрывается в водной среде, и это дает ионы H + .

например Si (OH) 4 кремния, P (OH) 3 и PO (OH) 3 фосфора, SO (OH) 2 и SO 2 (OH) 2 серы, ClOH , ClO (OH), ClO 2 (OH) и ClO 3 (OH) хлора являются кислыми гидроксисоединениями.

Амфотерное гидроксисоединение:

Гидроксисоединение, которое действует как кислота, а также как основание и может нейтрализовать кислоту, а также основание, производящее соль и воду, называется амфотерным гидроксидом.

Al (OH) 3 алюминия представляет собой амфотерный оксид. Он нейтрализует кислоту, а также основание, образуя соль и воду.

Al (OH) 3 (в качестве основания) + 3HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O

Al (OH) 3 (в виде кислоты) + NaOH → NaAlO 2 (метаалюминат натрия) +2 H 2 O

Таким образом, природа гидроксидов или оксикислот в основном определяется ионизационным потенциалом элементов.

Тенденции кислотно-основного поведения гидроксисоединений:

Видно, что по мере продвижения от Na к Cl по третьему ряду основной характер гидроксисоединений постепенно снижается, а кислотный характер постепенно увеличивается.

Тенденцию кислотно-основного поведения гидроксисоединений третьего ряда можно резюмировать следующим образом.

2 OH424 NaOH

Элементы Na Mg Al Si P S Cl
Гидроксисоединения Mg (OH4)

Mg 3 Si (OH) 4 PO (OH) 3 SO 2 (OH) 2 ClO 3 (OH)
Кислотная или основная прочность Очень сильно основной Сильно основной Амфотерный Очень слабокислый Слабокислый Сильно кислый Очень сильно кислый

Пояснение:

Природа гидроксисоединения в основном зависит от потенциала ионизации элементов.Тенденция такова, что по мере увеличения потенциала ионизации третьего ряда возрастает электроотрицательный характер, уменьшается размер атома. Вдоль третьей строки разница в электроотрицательности элемента М и Кислорода уменьшается.

Если потенциал ионизации элементов низкий, то такое гидроксисоединение дает ионы OH в водной среде и, следовательно, имеет основную природу.

M — O — H (водн.) → M + + OH

NaOH и Mg (OH) 2 являются основными.Na и Mg обладают низким потенциалом ионизации. Связи Na — O и Mg — O слабее связи O-H. Таким образом, связь между M и O разрывается, давая ионы OH .

NaOH (водн.) → Na + + OH

Mg (OH) 2 (водн.) → Mg 2 + + 2 OH

Если потенциал ионизации элемента больше, то такое гидроксисоединение дает ионы H + в водной среде и, следовательно, имеет кислую природу.

M — O — H (водн.) → M O + H +

Si (OH) 4 кремния, P (OH) 3 и PO (OH 3 фосфора, SO (OH) 2 и SO 2 (OH) 2 серы, ClOH , ClO (OH), ClO 2 (OH) и ClO 3 (OH) хлора являются кислыми гидроксисоединениями.

Al (OH) 3 амфотерный. Он нейтрализует кислоту, а также основание, производя соль и воду. Следовательно, он проявляет оба свойства, следовательно, это амфотерный оксид.

Научные причины:

Гидроксисоединение натрия NaOH — сильное основание.

Гидроксисоединения, которые дают ионы OH — в водной среде, называются основными гидроксидами.

M — O — H (водн.) → M + + OH

Это возможно, если у элемента очень низкий потенциал ионизации. Валентные электроны слабо удерживаются атомом. Из-за очень низкого потенциала ионизации и электроотрицательности атом металла не может удерживать валентные электроны.Электронная пара между M и O больше притягивается к более электроотрицательному кислороду. Связь M-O становится слабой, а связь O-H становится прочной.

Натрий — сильнейший электроположительный элемент. Na имеет более низкий потенциал ионизации и меньшую электроотрицательность. Связь Na-O легче разрывается в водной среде, и гидроксид натрия ионизируется как

NaOH (водн.) → Na + + OH

Mg (OH) 2 является слабоосновным, чем NaOH.

Гидроксисоединения, которые дают ионы OH — в водной среде, называются основными гидроксидами.

M — O — H (водн.) → M + + OH

Это возможно, если у элемента очень низкий потенциал ионизации. Валентные электроны слабо удерживаются атомом. Из-за очень низкого потенциала ионизации и электроотрицательности атом металла не может удерживать валентные электроны. Электронная пара между M и O больше притягивается к более электроотрицательному кислороду.Связь M-O становится слабой, а связь O-H становится прочной.

Na имеет более низкий потенциал ионизации и меньшую электроотрицательность, чем у Mg. Таким образом, связь Na-O относительно слабая, чем связь Mg-O. Связь Na-O разрывается легче, чем связь Mg-O в водной среде. Таким образом, Mg (OH) 2 является слабоосновным, чем NaOH.

Гидроксид алюминия — амфотерное соединение.

Гидроксисоединение, которое действует как кислота, а также как основание и может нейтрализовать кислоту, а также основание, производящее соль и воду, называется амфотерным гидроксидом.

Al (OH) 3 алюминия представляет собой амфотерный оксид. Он нейтрализует кислоту, а также основание с образованием соли и воды.

Al (OH) 3 (в качестве основания) + 3HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O

Al (OH) 3 (в виде кислоты) + NaOH → NaAlO 2 (метаалюминат натрия) + 2 H 2 O

Действует как основание при обработке сильной кислотой. При обработке сильным основанием действует как кислота. Из-за своего двойного характера Al (OH) 3 является амфотерным по своей природе.

Атомный размер алюминия меньше, чем у натрия и магния, и больше, чем у кремния, фосфора, серы и хлора. Потенциал ионизации алюминия больше, чем у натрия и магния, и меньше, чем у кремния, фосфора, серы и хлора. Электроотрицательность алюминия больше, чем у натрия и магния, и меньше, чем у кремния, фосфора, серы и хлора. Таким образом, в гидроксиде алюминия связи Al — O и O — H имеют одинаковую прочность. Следовательно, разрыв связи зависит от атакующего реагента.Следовательно, гидроксид алюминия является амфотерным соединением.

Ортокремниевая кислота Si (OH) 4 очень слабая кислота.

Электроотрицательность кремния 1,8 ед. Потенциал ионизации кремния выше, чем у алюминия.

Si — O — ковалентная связь с ионным характером. Следовательно, связь Si-O является прочной. Атом кислорода притягивает к себе общий электрон в связи O — H, и при делении образует ионы H + . Однако связь O-H не разрывается в воде.

Ортокремниевая кислота реагирует с сильной щелочью при нагревании.

H 4 SiO 4 + 2 NaOH → Na 2 Si 3 + 3 H 2 O

Гидроксисоединения фосфора, серы и хлора являются кислыми.

Фосфор, сера и хлор — это неметаллы с меньшим размером атома, высоким зарядом ядра, высоким потенциалом ионизации и высокой электроотрицательностью. Эти элементы очень мало или практически не имеют тенденции отдавать электрон кислороду.

В структуре M — O — H кислород, следовательно, пытается притягивать к себе пару электронов между O — H. Это высвобождает ионы H + в водном растворе.

Структуры гидроксисоединений фосфора или оксикислот фосфора:

Фосфорная кислота (P (OH) 3 OR H 3 PO 3 ) и фосфорная кислота (PO (OH) 3 OR (H 3 PO 4 )

H 3 PO 3 + 2 NaOH → Na 2 HPO 3 + 2 H 2 O

H 3 PO 4 + 3 NaOH → Na 3 PO 4 + 3 H 2 O

Фосфорная кислота имеет негидрированный атом кислорода, поэтому связь O-H легко разрывается.Следовательно, фосфорная кислота сильнее фосфористой кислоты.

Структуры гидроксисоединений серы или оксикислот серы:

Серная кислота SO (OH) 2 OR (H 2 SO 3 ) и серная кислота SO 2 (OH) 2 OR (H 2 SO 4 )

H 2 SO 3 + 2 NaOH → Na 2 SO 3 + 2 H 2 O

H 2 SO 4 + 2 NaOH → Na 2 SO 4 + 2 H 2 O

Эти оксикислоты серы являются сильно кислыми из-за большей IP серы.Серная кислота имеет два негидрированных атома кислорода, в то время как в серной кислоте есть один негидрированный атом кислорода, следовательно, серная кислота сильнее серной кислоты.

”Большой номер окисления. Больше кислой природы ». В H 2 SO 4 № окисления. центрального атома Сера составляет +6, а в H 2 SO 3 составляет +4. Степень окисления серы у серной кислоты выше, чем у сернистой кислоты. Следовательно, серная кислота сильнее серной кислоты.

Гидроксисоединения хлора или оксикислоты хлора:

Хлорноватистая кислота Cl (OH) OR (HOCl), хлорная кислота ClO 2 (OH) OR (HClO 3 ), хлорная кислота ClO 3 (OH) OR (HClO 4 )

HOCl + NaOH → NaOCl + H 2 O

HClO 4 + NaOH → NaClO 4 + —– H 2 O

Это оксикислоты хлора с очень сильной кислотностью. У хлора больше I.P и электроотрицательность. Из-за присутствия 3 негидрированных атомов кислорода, присоединенных к атому хлора, HClO 4 является самой сильной среди этих оксикислот хлора.

Сильные стороны указаны в следующем порядке: ClO 3 (OH)> ClO 2 (OH)> ClO (OH)> ClOH.

Наука> Химия> Элементы третьего ряда> Гидроксиды элементов третьего ряда

Оксиды 4-й группы

Оксиды 4-й группы


Углерод
и диоксиды кремния | Диоксиды Ge, Sn, Pb
| Оксиды
Ge, Sn, Pb |
Pb 3 O 4

Диоксиды углерода и кремния кислые; в
диоксиды и оксиды остальной группы 4 являются амфотерными.

1.
оксиды углерода и кремния; кислотные оксиды.

CO часто считается нейтральным
окись. Он не реагирует с водой, давая прогнозируемый HCO 2 H
или HCOOH, метановая кислота, хотя она будет реагировать с горячим концентрированным
раствор гидроксида натрия под давлением с образованием раствора метаноата
ионы. Он действительно очень слабокислый.

CO
(г) + OH (водн.)

HCOO (водн.)

Углекислый газ является кислым
молекула H 2 CO 3 образуется лишь частично в
водный раствор.Реакция между водой и углекислым газом очень
медленно, и присутствует значительное количество CO 2 (водн.):

CO 2 (водн.)
+ H 2 O (л)

H + (водн.)
+ HCO 3
(водн.)

Диоксид кремния кислый, но
настолько нерастворим в воде (из-за своей гигантской ковалентной структуры), что вступает в реакцию
только с горячим концентрированным раствором гидроксида натрия:

SiO 2
(s) + 2OH (водн.)

SiO 3 2 (водн.)
+ H 2 O (л)

Реакция кремнезема с
оксид кальция в доменной печи представляет собой кислотно-щелочную реакцию Льюиса.
тип:

500 или С

SiO 2
(т) + CaO (т)

CaSiO 3 (л)

шлак

Верх

2.Оксиды германия, олова и свинца; амфотерные оксиды.

Спецификация Edexcel, похоже, включает оксиды германия, полностью
неважно, и исключить те из олова, которые, возможно, более важны.
К счастью, они ведут себя более или менее одинаково для всех трех элементов, хотя
баланс между кислотными и основными свойствами меняется с каждым элементом.

Важное примечание.

Растворы веществ, описываемых как
germanates, stannates или plumbates, то есть продукты из
реакция оксидов со щелочью часто не очень хорошо охарактеризована.Формулы для них были предложены много десятилетий назад, но мало что было сделано.
на них, и в любом случае их состав может изменяться в зависимости от того, как
они сделаны. Таким образом, плюмбаты (II), полученные в результате реакции PbO с
щелочь, может быть представлена ​​[Pb (OH) 6 ] 4 , HPbO 2
, PbO 2 2 или PbO 3 4
. То, что учителя говорят о себе, обычно связано с тем, что они
учили или тому, что написано в их любимом учебнике.Любые признанные
представление приемлемо на экзамене.

(а) Диоксиды MO 2 .
Кислотный характер диоксидов снижает Ge

тепло

GeO 2
(s) + 2OH (водн.)
+ 2H 2 O (л)

[Ge (OH) 6 ] 2 (водн.)

Соответствующая реакция для
для оксида олова (IV) требуется концентрированный раствор щелочи:

тепло

SnO 2
(s) + 2OH (водн.)
+ 2H 2 O (л)

[Sn (OH) 6 ] 2 (водн.)

Реакция с оксидом свинца (IV)
требует расплавленной щелочи и дает несколько иной продукт:

ПБО 2
(т) + 2NaOH (л)

Na 2 PbO 3 (т)
+ H 2 O (г)


Основной характер диоксидов иллюстрируется их реакцией с
концентрированная HCl.Использование концентрированной кислоты подавляет гидролиз
хлорид произведен.

GeO 2
(т) + 4HCl (водн.)

GeCl 4 (водн.)
+ 2H 2 O (л)

SnO 2
(т) + 4HCl (водн.)

SnCl 4 (водн.)
+ 2H 2 O (л)

<0 o С

ПБО 2
(т) + 4HCl (водн.)

PbCl 4 (л)
+ 2H 2 O (л)


Верх

(б)
оксиды МО.
Показаны их кислотные свойства.
по реакциям с водной щелочью:

GeO
(s) + 2OH (водн.)

GeO 2 2 (водн.)
+ H 2 O (л)

SnO
(s) + 2OH (водн.)

SnO 2 2 (водн.)
+ H 2 O (л)

PbO
(s) + 2OH (водн.)

PbO 2 2 (водн.)
+
H 2 O (л)

Их основные свойства проявляются в реакции с концентрированной HCl: кроме
в случае PbO это отображается просто как H + (водн.).

GeO
(s) + 2H + (водн.)

GeCl 2 (водн.)
+ H 2 O (л)

SnO
(s) + 2H + (водн.)

SnCl 2 (водн.)
+ H 2 O (л)

Хлорид свинца (II) не растворяется в
вода; в присутствии концентрированной HCl образует растворимые комплексы:

PbO
(т) + 2HCl (водн.)

PbCl 2 (т)
+ H 2 O (л)

PbCl 2 (т)
+ Cl (водн.)

PbCl 3 (водн.)

PbCl 2 (т)
+ 2Cl (водн.)

PbCl 4 2 (водн.)

Верх

(c) Тетроксид трисвинца,
Пб 3 О 4 .
Это красиво
Алый порошок представляет собой смешанный оксид, содержащий ионы свинца (II) и свинца (IV). Это
ведет себя как PbO 2 .2PbO.

С разбавленной азотной кислотой часть PbO реагирует как основание с образованием нитрата свинца (II);
PbO 2 остается, так как он недостаточно щелочной, чтобы реагировать с азотной кислотой.
в этих условиях:

PbO 2 .2PbO
(s) + 4HNO 3 (водн.)

PbO 2 (т)
+ 2Pb (NO 3 ) 2 (водн.)
+ 2H 2 O (л)

Его реакция со щелочью несущественна.

Верх


Неорганическое содержимое каталога
Содержание химии
Домашняя страница



Расчет амфотерных смешанных оксидов цинка и элементов 3 группы (Al, Ga, In): влияние миграции на основные характеристики

Дизайн амфотерных смешанных оксидов цинка и элементов 3 группы (Al, Ga, In): влияние миграции на основные характеристики

Разработка новых амфотерных катализаторов представляет большой интерес для некоторых промышленных процессов, особенно тех, которые охватывают явления дегидратации и дегидрирования.Адсорбционная микрокалориметрия использовалась для контроля дизайна смешанных оксидов цинка с элементами 3-й группы (алюминий, галлий, индий) с амфотерным характером и увеличенной удельной поверхностью. Было обнаружено, что кислотно-основные характеристики эволюционируют нелинейно в зависимости от относительных количеств металла, и силы созданных кислотных или основных центров были измерены с помощью адсорбционной микрокалориметрии. Получена панель бифункциональных катализаторов различного кислотно-основного (количества, силы) и окислительно-восстановительного характера. Кроме того, особый интерес вызвали смешанные оксиды In – Zn из-за их повышенной основности: эта серия катализаторов демонстрирует важные основные характеристики высокой прочности () в значительных количествах (), чье влияние на эффективность или селективность каталитической дегидратации / дегидрирования может иметь большое значение. .

Эта статья в открытом доступе

Подождите, пока мы загрузим ваш контент…

Что-то пошло не так. Попробуй еще раз?

.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *