Свойства оксидов и гидроксидов: Оксиды и гидроксиды щелочноземельных металлов — урок. Химия, 9 класс.

Свойства оксидов, гидроксидов и солей. Оксиды

Оксиды

это сложные вещества, состоящие из
какого-нибудь элемента и кислорода со
степенью окисления

-2.

Например:
K2O,
CaO,
Fe2O3,
СО2,
Р2О5,
SO3,
Cl2O7,
OsO4.
Оксиды образуют все химические элементы,
кроме Не, Ne,
Ar.
Химическая связь между кислородом и
другим элементом бывает ионной и
ковалентной. По химическим свойствам
оксиды делятся на солеобразующие и
несолеобразующие.
К последним относятся, например, N2O,
NO,
NO2,
SiO, SO.

Солеобразующие
оксиды делятся на основные, кислотные
и амфотерные.

О
с н о в н ы е о к с и д ы. Оксиды,
гидраты которых являются основаниями,
называют основными оксидами.

Например, Na2O,
CuO
являются основными оксидами, так как
им
соответствуют основания NaOH,
Cu(OH)2.
Как правило, основными оксидами могут
быть оксиды металлов со степенью
окисления +1,
+2.
Химическая связь здесь ионная.

Оксиды
щелочных (Li,
Na,
К, Rb,
Cs,
Fr)
и щелочно-земельных металлов (Са, Sr,
Ba,
Ra),
взаимодействуя с водой, дают основания.
Например:

К2О
+ Н2О
= 2КОН

ВаО
+
h3O
= Ва(ОН)2

Остальные
основные оксиды с водой практически не
взаимодействуют. Основные оксиды
взаимодействуют с кислотами и дают соль
и воду:

2О3
+
24
=
2(SО4)3
+

2О

2О3
+ 6H+
=
2Fе
3+
+

2О

Основные
оксиды реагируют с кислотными оксидами
и дают соли:

FeO
+ SiO2=
FeSiО3
(t)

К
и с л о т н ы е о к с и д ы. Оксиды,
гидраты которых являются кислотами,
называют кислотными.

К кислотным относятся оксиды неметаллов
и металлов со степенью окисления
+4,+5, +6, +7.
Например, N2O3,
P2O5,
СrО3,
Mn2O7,
CO2,
V2O5,
SO3,
Сl2O7

кислотные оксиды, так как
им
соответствуют кислоты HNO2,
Н3РО4,
H2CrО4,
НМnО4
и т. д. (химическая связь здесь ковалентная
и ионная). Большинство кислотных оксидов
взаимодействует с водой и образует
кислоты. Например:

SO3
+
h3O
=
h3SO4

Мn2O7+
h3O
=
2HMnO4

SiO2
+
h3O

Кислотные
оксиды реагируют с основаниями (щелочами)
и дают соль и воду:

N2O5
+ Ca(OH)2
= Са(NО3)2
+
H2O

N2O5
+
2OH‾
=
2NО3
+
H2O

А
м ф о т е р н ы е о к с и д ы. Оксиды металлов
со степенью окисления
+3, +4
и иногда
+2,которые
в зависимости от среды проявляют основные
или кислотные свойства, т. е. реагируют
с кислотами и основаниями, называют
амфотерными. Им соответствуют гидраты,
кислоты и основания. Например:

Zn(OH)2
← ZnO

h3ZnO2

-h3O
Аl(ОН)3

Аl2О3

Н3АlО3

HalO2

Амфотерные
оксиды реагируют с кислотами и основаниями:

Аl2Оз
+
3Н2SO4
= Аl2
(SO4)з
+ 3h3O

Аl2Оз
+ 6H+
= 2Al3+
+
3h3O

Аl2Оз
+
2NaOH
+ 3h3O
=
2Na[Al(OH)4]

Аl2Оз
+
2OН‾
+
3h3O
=
2[Аl(ОН)4]‾

При
сплавлении А12Оз
со щелочами образуются метаалюминаты:

сплавление
Аl2Оз
+ 2NaOH →
2NaAlO2
+ h3O

метаалюминат
натрия

Аl2Оз
+
2OН‾
=
2Аl
O2‾
+
h3O

Амфотерные
оксиды с водой непосредственно не
соединяются.

Химические
соединения с общей формулой
R(OH)n
называют гидроксидами, где
R

атом или группа атомов с положительным
зарядом.

В зависимости от
типа электролитической диссоциации
гидроксиды делятся на три группы:
основания, кислоты и амфотерные
гидроксиды. Например:

Ba(OH)2
↔ Ва2+
+
2ОН‾ основание

h3SO4

2H+
+
SO22
кислота

Рb(ОН)2

осадок

Рb2+
+
2ОН‾ ↔
Pb(ОН)2
↔2H+
+
РbО22
амфотерный
гидроксид

раствор

Оксиды и гидроксиды металлов



  • Оксиды – бинарные соединения, в состав которых входит кислород.
  • Оксиды металлов – твердые вещества.
  • Гидроксиды – сложные вещества, соответствующие оксидам, если к ним присоединены одна или несколько гидроксидных групп.


  • 1.Металл + кислород = оксид или пероксид.
  • 2.Металл + вода = водород + щелочь (если основание растворимо в воде)

или = водород + основание (если основание не растворимо в воде)

Реакция протекает только в том случае, если

металл находится в ряду активности до водорода.

Основание – сложное вещество, в котором каждый атом металла связан с одной или несколькими гидроксогруппами.


  • Оксиды и гидроксиды металлов

в степенях окисления +1 и +2 проявляют основные свойства ,

  • в степенях окисления +3, +4, +5 проявляют амфотерные ,
  • в степенях окисления +6, +7 проявляют кислотные .





Заполнить таблицу: Сравнительная характеристика оксидов и гидроксидов

металлов главных подгрупп I III групп

Вопросы для сравнения

I группа

  • Общая формула оксида.

II группа

Степень окисления Ме в оксиде.

2. Физические свойства.

III группа

3. Химические свойства (сравнить).

4. Способы получения оксидов.

  • Характер оксидов

Взаимодействие:

а) с водой

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с амфотерными оксидами

д) со щелочами

5. Формула гидроксида.

Степень окисления Ме в гидроксиде.

6. Физические свойства

7. Химические свойства (сравнить).

  • Характер гидроксидов

8. Способы получения гидроксидов.

Взаимодействие:

а) действие на индикаторы

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с растворами солей

д) с неметаллами

е) со щелочами

ж) с амфотерными оксидами и гидроксидами

з) отношение к нагреванию


Свойства оксидов и гидроксидов в периоде изменяются от основных через амфотерные к кислотным, т.к. увеличивается положительная степень окисления элементов.

Na 2 O , Mg +2 O , Al 2 O 3

основные амфотерный

Na +1 O Н , Mg +2 (O Н ) 2 , Al +3 (O Н ) 3

щелочь Слабое Амфотерный

основание гидроксид

В главных подгруппах основные свойства оксидов и гидроксидов возрастают сверху вниз .


Соединения металлов I А группы

Оксиды щелочных металлов

Общая формула Ме 2 О

Физические свойства: Твердые, кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Li 2 O , Na 2 O – бесцветные, К 2 О, Rb 2 O – желтые, Cs 2 О – оранжевый.

Способы получения:

Окислением металла получается только оксид лития

4 Li + O 2 → 2 Li 2 O

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li 2 O ) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

Химические свойства

Типичные основные оксиды:

Взаимодействуют с водой, образуя щелочи: Na 2 О + H 2 O →

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: Na 2 О + Н Cl →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли: Na 2 О + SO 3 →

4. Взаимодействуют с амфотерными оксидами, образуя соли: Na 2 О + ZnO → Na 2 ZnO 2


Гидроксиды щелочных металлов

Общая формула – МеОН

Физические свойства: Белые кристаллические вещества, гигроскопичны, хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). Растворы мылкие на ощупь, очень едкие.

NaOH – едкий натр

КОН – едкое кали

Сильные основания — Щелочи. Основные свойства усиливаются в ряду:

LiOH NaOH KOH RbOH CsOH

Способы получения:

1.      Электролиз растворов хлоридов:

2NaCl + 2H 2 O 2NaOH + H 2 + Cl 2

2.      Обменные реакции между солью и основанием:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 CaCO 3  + 2KOH

3.       Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

2 Li + 2 H 2 O 2 LiOH + H 2

Li 2 O + H 2 O 2 LiOH

Na 2 O 2 + 2 H 2 O 2 NaOH + H 2 O 2


Химические свойства

1. Изменяют цвет индикаторов:

Лакмус – на синий

Фенолфталеин – на малиновый

Метил-оранж – на желтый

2. Взаимодействуют со всеми кислотами.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами.

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок.

2 NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

5. Взаимодействуют с некоторыми неметаллами (серой, кремнием, фосфором)

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

6. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами

2 NaOH + Zn О + H 2 O → Na 2 [ Zn ( OH ) 4 ]

2 NaOH + Zn (ОН) 2 → Na 2 [ Zn ( OH ) 4 ]

7. При нагревании не разлагаются, кроме LiOH .


Соединения металлов главной подгруппы II группы

Оксиды металлов II А группы

Общая формула МеО

Физические свойства: Твердые, кристаллические вещества белого цвета, малорастворимые в воде.

Способы получения:

Окисление металлов (кроме Ba , который образует пероксид)

2Са + О 2 → 2СаО

2)     Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO 3   → CaO + CO 2

2Mg(NO 3 ) 2   → 2MgO + 4NO 2 + O 2

 

Химические свойства

ВеО – амфотерный оксид

Оксиды Mg , Ca , Sr , Ba – основные оксиды

Взаимодействуют с водой(кроме ВеО), образуя щелочи( Mg ( OH ) 2 – слабое основание):

СаО + H 2 O →

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: СаО + Н Cl →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли: СаО + SO 3 →

4. ВеО взаимодействует со щелочами: ВеО + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 [Ве( OH ) 4 ]

 


Гидроксиды металлов II А группы

Общая формула – Ме(ОН) 2

Физические свойства: Белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов. Ве(ОН) 2 – в воде нерастворим.

Основные свойства усиливаются в ряду:

Ве(ОН) 2 Mg (ОН) 2 Ca (ОН) 2 Sr (ОН) 2 → В a (ОН) 2

Способы получения:

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2 H 2 O → Ba ( OH ) 2 + H 2

CaO (негашеная известь) + H 2 O → Ca ( OH ) 2 (гашеная известь)


Химические свойства

Ве(ОН) 2 – амфотерный гидроксид

Mg (ОН) 2 – слабое основание

Са(ОН) 2 , Sr (ОН) 2, Ва(ОН) 2 – сильные основания – щелочи.

Изменяют цвет индикаторов:

Лакмус – на синий

Фенолфталеин – на малиновый

Метил-оранж – на желтый

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

Ве(ОН) 2 + Н 2 SO 4 →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами:

Са(ОН) 2 + SO 3 →

4. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок:

Ва(ОН) 2 + K 2 SO 4 →

Гидроксид бериллия взаимодействует со щелочами:

Ве(ОН) 2 + 2 NaOH → Na 2 [Ве( OH ) 4 ]

При нагревании разлагаются: Са(ОН) 2 →


Соединения металлов главной подгруппы III группы

Соединения алюминия

Оксид алюминия

Al 2 O 3

O = Al O Al = O

 

Физические свойства: Глинозем, корунд, окрашенный – рубин (красный), сапфир (синий).

Твердое тугоплавкое ( t° пл.=2050 ° С) вещество; существует в нескольких кристаллических модификациях.

Способы получения:

Сжигание порошка алюминия: 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3

Разложение гидроксида алюминия: 2 Al ( OH ) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O


Химические свойства

Al 2 O 3 — амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; с водой не реагирует.

 

1)     Реагирует с кислотами и растворами щелочей:

Как основной оксид: Al 2 O 3 + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O

Как кислотный оксид: Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O → 2 Na [ Al ( OH ) 4 ]

2)     Сплавляется со щелочами или карбонатами щелочных металлов:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaAlO 2 (алюминат натрия) + CO 2

Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O

 


Гидроксид алюминия Al ( OH ) 3

Физические свойства: белое кристаллическое вещество,

нерастворимое в воде.

Способы получения:  

1)     Осаждением из растворов солей щелочами или гидроксидом аммония:

  AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl

Al 2 (SO 4 ) 3 + 6NH 4 OH → 2Al(OH) 3 + 3(NH 4 ) 2 SO 4

Al 3+ + 3 OH ¯ → Al ( OH ) 3 (белый студенистый)

2)     Слабым подкислением растворов алюминатов:

Na[Al(OH) 4 ] + CO 2 → Al(OH) 3 + NaHCO 3

Химические свойства

Al ( OH ) 3 — а мфотерный гидроксид :

1)     Реагирует с кислотами и растворами щелочей:

Как основание Al ( OH ) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O

Как кислота Al ( OH ) 3 + NaOH → Na [ Al ( OH ) 4 ]

(тетрагидроксоалюминат натрия)

При нагревании разлагается: 2 Al ( OH ) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O


Заполнить таблицу: Сравнительная характеристика оксидов и гидроксидов

металлов главных подгрупп I III групп

Вопросы для сравнения

I группа

  • Общая формула оксида.

II группа

Степень окисления Ме в оксиде.

2. Физические свойства.

III группа

3. Химические свойства (сравнить).

4. Способы получения оксидов.

  • Характер оксидов

Взаимодействие:

а) с водой

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с амфотерными оксидами

д) со щелочами

5. Формула гидроксида.

Степень окисления Ме в гидроксиде.

6. Физические свойства

7. Химические свойства (сравнить).

  • Характер гидроксидов

8. Способы получения гидроксидов.

Взаимодействие:

а) действие на индикаторы

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с растворами солей

д) с неметаллами

е) со щелочами

ж) с амфотерными оксидами и гидроксидами

з) отношение к нагреванию

Кислотно-основные характеристики оксидов и гидроксидов

  1. Последнее обновление
  2. Сохранить как PDF
  • Идентификатор страницы
    68247
  • Слева направо в таблице Менделеева, кислотно-щелочной характер оксидов и гидроксидов переходят от основных к кислым.

    • Увеличение заряда аниона увеличивает производство основных растворов.
    • По мере увеличения электроотрицательности производство ионных катионов увеличивается, потому что элементы в большей степени способны принимать катион.
    • По мере увеличения энергии ионизации увеличивается кислотность.

    Оксиды металлов:

    — Ионная связь: нет распределения электронной волновой функции

    — Ионные оксиды обычно являются основными (элемент действует как основание при реакции с Н3О) 9(3+) (водный)

    —(OH-)—> [Al(OH)4]-(водн.)

    Оксиды неметаллов

    — Ковалентная связь: почти полное распределение электронной волновой функции

    — Ковалентные оксиды обычно кислые (элементы действуют как кислота при взаимодействии с h3O)

    SO3 + h3O(ж) -> h3SO4(водн.) -> H+ + HSO4-

    A. Оксид A Гидроксид

    Ионные гидриды

    Типы гидридов

    — Ионная связь: нет распределения волновой функции электронов

    — Основные вещества Бренстеда, потому что они будут реагировать с протоном

    — Основной Льюис, поскольку они могут быть лигандами

    Cah3 + 2h3O -> 2h3 + Ca(OH)2

    H- H+ h3

    — В этом случае Cah3 является основным, потому что он реагирует с водой (в данном случае с кислотой) с образованием многих гидридов путем восстановления протона.

    Ковалентные гидриды

    — Ковалентная связь: почти полное распределение волновой функции электрона

    HF + h3O -> F- + h4O+ ….также может быть записано как HF(aq) <--> H+(aq) + F-(водн.)

    H+ H+ H+

    — HF является слабой кислотой, которая является кислотой бронстеда, потому что она теряет протон. Следовательно, HF — это слабая кислота, где вода действует как тихая вода, а F- — это слабое сопряженное основание.

    Участники

    • Шаблон:ContribChem230

    1. Наверх
    • Была ли эта статья полезной?
    1. Тип изделия
      Раздел или Страница
      Показать страницу TOC
      № на стр.
    2. Теги
      1. кислота
      2. база
      3. Ковалентные гидриды
      4. гидроксиды
      5. ионная связь
      6. Ионные гидриды
      7. Оксиды металлов
      8. Оксиды неметаллов
      9. Оксиды
      10. Оксиды полуметаллов

    Оксидные и гидроксидные минералы – свойства, химическое соединение и часто задаваемые вопросы

    Минеральные фазы, структуры которых производят только оксидные или гидроксидные анионы. Оксидные и гидроксидные минералы составляют небольшой процент земной коры по объему. С другой стороны, их геохимическое и петрологическое значение невозможно переоценить. Металлические руды, такие как железо, алюминий, титан, уран и марганец, в значительной степени зависят от окси- и гидроксидных минералов. Оксидные и гидроксидные минералы можно найти в любой геологической среде. Некоторые образуются как первичные минералы в магматических породах, в то время как другие формируются как вторичные фазы, когда силикатные и сульфидные минералы выветриваются и изменяются. Некоторые минералы, такие как оксиды и гидроксиды, являются биогенными. Например, гидроксиды и оксиды железа(III) и марганца(IV) часто образуются в результате бактериального окисления растворенного Fe9.0158 2 + и Mn 2 + в низкотемпературных водных растворах.

    Здесь мы узнаем о различных минеральных химических соединениях, оксидах и гидроксидах, оксидах и гидроксидах железа.

    Положительно заряженные ионы металлов или переходных элементов связываются с отрицательно заряженным кислородом в оксидных минералах, которые являются неорганическими соединениями, O 2 . Оксидные минералы отличаются от других кислородсодержащих минералов, таких как силикаты, сульфаты, бораты, фосфаты и карбонаты, их классификацией на простые и сложные оксиды. Минералы с гидроксильной группой известны как гидроксильные минералы (OH -1 ) вместо O 2 , и оксигидроксиды, которые содержат как гидроксильную группу, так и кислород, часто включают в группу оксидных минералов.

    Мир, в котором мы живем, основан на технологических достижениях, которые стали возможными благодаря использованию оксидов и их гидроксидных аналогов.

    На молекулярном уровне расположение тесно связанных атомов кислорода с атомами металла или полуметалла, вплетенными в промежутки между ними, можно найти в семействе оксидов минералов. Простые оксиды — это те, к которым присоединена только одна форма металла или полуметалла, а сложные оксиды — это те, в молекулярную структуру которых включено несколько металлов. Гидроксиды, с другой стороны, состоят из металлов, присоединенных к высокореакционноспособному иону гидроксида (ОН). Гидроксидные минералы легче и менее компактны, чем оксидные, поскольку они образуются при более низких температурах.

    В то время как короны королевских сановников украшены рубинами и сапфирами (обе цветовые разновидности корундовых минералов), шпинелью и хризобериллом, минералами, такими как хромит (самая важная руда хрома), ильменит (оксид титана), и гематит (оксид железа) предоставили нам одни из величайших изобретений, когда-либо сделанных. Оксиды железа сыграли важную роль в культурном, технологическом и промышленном развитии древних и современных цивилизаций, от наскальных рисунков до спутников.

    Мир, в котором мы живем, основан на технологических достижениях, которые стали возможными благодаря использованию оксидов и их гидроксидных аналогов. Их также много, и они составляют второй по распространенности компонент земной коры.

    Оксиды и гидроксиды железа

    Простые оксиды и множественные оксиды являются двумя основными формами оксидов. Простые оксиды состоят из одного металла и кислорода в одной из многих комбинаций металлов: соотношение кислорода (X:O): XO,X 2 O, X 2 O 3 и т. д. Лед, H 2 O, представляет собой простой оксид типа X 2 O, который включает водород, как и катион. Известно, что SiO 2 (кварц и его полиморфы) является наиболее часто встречающимся оксидом.

    Оксиды обнаруживаются в небольших количествах в изверженных и метаморфических породах, а также в осадочных породах в виде ранее существовавших зерен. Основные руды железа (гематит и магнетит), хрома (хромит), марганца (пиролюзит, а также гидроксиды и романечит), олова и урана имеют важное народнохозяйственное значение.

    Минералы группы шпинели имеют тип XY 2 O 4 и содержат атомы кислорода приблизительно в кубической плотнейшей упаковке. Кубическая упаковка MgAl 2 O 4 показана ниже.

    [Изображение будет загружено в ближайшее время]

    Мы обнаружили бы структуры из тесно связанных атомов кислорода с атомами металла или полуметалла, вплетенными в промежутки между ними, если бы мы могли заглянуть в семейство оксидов минералов в молекулярном масштабе. Простые оксиды — это те, к которым присоединена только одна форма металла или полуметалла, а сложные оксиды — это те, в молекулярную структуру которых включено несколько металлов. Гидроксиды, с другой стороны, состоят из металлов, присоединенных к высокореакционноспособному иону гидроксида (ОН). Гидроксидные минералы легче и менее компактны, чем оксидные, поскольку они образуются при более низких температурах.

    В то время как короны королевских сановников украшены рубинами и сапфирами (обе цветовые разновидности корундовых минералов), шпинелью и хризобериллом, также использовались такие минералы, как хромит, ильменит (оксид титана) и гематит (оксид железа). нам с некоторыми из величайших инноваций, когда-либо сделанных. Оксиды железа, в частности, сыграли важную роль в культурном, технологическом и промышленном росте древних и современных цивилизаций, от наскальных рисунков до спутников.

    Наиболее распространенным и наиболее важным из известных нам источников железа является гематит (Fe₂O₃). Это основной оксид с двумя катионами железа и тремя анионами кислорода в своей структуре. Гематит — это минерал, который встречается в различных геологических условиях и может быть обнаружен в самых разных типах горных пород. Другие минералы, такие как магнетит (еще один основной оксид железа) и кварц, часто могут смешиваться с ним.

    Еще одно значительное месторождение гематита представлено полосчатыми образованиями железа. Около двух миллиардов лет назад, когда цианобактерии в ранних океанах Земли начали производить кислород, произошла реакция между их побочным кислородом и железом в океанах. На дне океана остались слои темного магнетита и малинового, окрашенного гематитом кремня, постоянное напоминание о планете, только начинающей выдыхать.

    Гематит используется в широком диапазоне форм и размеров. Он имеет чешуйчатую или массивную структуру, металлический или землистый блеск и оттенок от темно-серого до серебристого или красновато-коричневого. Он может иметь форму почечного камня, который является ботриоидной формой. Розы представляют собой цветочные гроздья, образованные плоскими кристаллами гематита. Гематит отличается отчетливой красновато-коричневой полосой, которая появляется, когда минерал ударяют по керамической пластине, независимо от ее типа.

    Гематит получил свое название от греческого слова, означающего кровь, а его темно-красный порошок можно использовать для окрашивания чего угодно, от кирпичей до косметики, при раздавливании. Доисторические пигменты, созданные из этого измельченного оксида железа, также известного как красная охра в мире искусства, украшают стены таких мест, как пещера Шове во Франции. Использование красной охры развивалось вместе с искусством и культурой. Художники и другие художники десятилетиями использовали тюбики с пигментом для демонстрации своих идей.

    Несмотря на то, что люди добывали гематит и другие оксиды железа на протяжении тысячелетий, современные применения появились только в последние несколько десятилетий. Многие товары для дома, такие как пружины матрасов, пылесосы и посудомоечные машины, изготавливаются из оксидов железа.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *