Основный амфотерный кислотный

Деление оксидов на кислотные и основные базируется на их собственном отношении к кислотам и щелочам, а также на свойствах соответствующих им гидроксидов.

Учитывая, что сама вода является идеальным амфолитом, индифферентность оксидов по отношению к ней вовсе не связана с их индифферентностью по отношению к кислотам и щелочам. Все кислотные оксиды, независимо от их отношения к воде, реагируют со щелочами, а все основные – с кислотами. Так, нерастворимые в воде СuО и SiО2 хорошо взаимодействуют с кислотами и щелочами соответственно. В то же время амфотерные оксиды, как правило, устойчивы не только по отношению к воде, но и к кислотам и щелочам. Их двойственная природа проявляется в свойствах соответствующих гидроксидов, которые более реакционноспособны.

Свойства оксидов

1. Взаимодействие с водой (см. выше).

Для оксидов, взаимодействующих с водой:

Li2O + H2O ® 2LiOH;

CO2 + H2O ⇄ H2CO3 ⇄ H+ + HCO3⎺ ⇄ 2H+ + CO32−;

2NO2 + H2O ® HNO2 + HNO3;

ОsО4 + 2H2O ⇄ [Оs(H2O)2О4].

2. Cолеобразование.

Li2O + 2HCl ® LiCl + H2O;

ZnO + H2SO4 ® ZnSO4 + H2O;

CuO + 2HNO3 ® Cu(NO3)2 + H2O;

Fe3O4 + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O;

2NO2 + 2KOH ® KNO2 + KNO3;

SO2 + 2NaOH ® Na2SO3 + H2O;

SO2 + NaOH ® NaHSO3;

Al2O3 + 2NaOH + 7H2O ® 2Na[Al(OH)4(H2O)2];

Аl2O3 + 2NaOH ® 2NaAlO2 + Н2O (900–1100°С);

BaO + SiO2 –(t°)® BaSiO3.

3. Термическое разложение:

2HgO ® 2Hg + O2 (450–500°С);

2N2O ® 2N2 + O2 (выше 500°С);

6Fe2O3 ® 4(FeIIFe2III)O4 + O2 (1200–1390°С);

2(FeIIFe2III)O4 ® 6FeO + O2 (выше 1538°С).

СrО3 –(220°C)® СrО2,67 –(280°C)® [СrO2,625+СrO2,5+СrO2,4] –(370°C)® СrO2(черн.) –(500°C)® Сr2O3.

4. Диспропорционирование.

N2O3 ® NO2 + NO (5–100°С);

2RuО2 ® Ru + RuО4 (выше 1300°С);

5. Окислительно-восстановительное взаимодействие.

Fe2O3 + 2Al ® Al2O3 + 2Fe (2300–2700°C);

Fe2O3 + Fe ® 3FeO (900°C);

3CuO + 2NH3 –(t°)® 3Cu + N2 + 3H2O;

СO2 + С ® 2СО(выше 1000°С);

2CO + O2 –(t°)® 2CO2;

SO2 + H2S ® 3S + 2H2O;

С + 2РbО ® 2Рb + СO2(600°С);

WO3 + 3Н2 ® W + 3H2O (1000–1200°С);

4CrO3 + C2H5OH ® 2Cr2O3 + 2CO2 + 3H2O.

СО + Н2 ® СН4 + Н2O (150–200°С, кат. Ni),

СО + 2Н2 ® СН3ОН (250–300°С, р, кат. CuO/Cr2O3)

4СО + Ni ® [Ni(CO)4](50–100°С).

Получение оксидов

1. Окисление кислородом простых веществ:

2Са + O2 ® 2СаО (выше 300°С, сжигание на воздухе);

4Al + 3O2 ® 2Al2O3;

С + O2 ® СO2(600–700°С, сжигание на воздухе), 2С + O2 = 2СО(выше 1000°С)

2. Окисление кислородом сложных веществ:

2CO + O2 –(t°)® 2CO2;

2H2S + 3O2 ® 2H2O + 2SO2;

СН4 + О2 –(t°)® СО2 + 2Н2О;

3. Термолиз гидроксидов:

2LiОН ® Li2O + Н2O (800–1000°С, в атмосфере Н2);

Zn(OH)2 ® ZnO + H2O (100–250°С);

H2CO3 ⇄ CO2 + H2O;

H2SO4 (безводн.) ® Н2O + SO3 (450°С).

4. Термолиз солей:

СаСО3 ® СаО + СO2 (900–1200°С);

2Pb(NO3)2 ® 2РbО + 4NO2 + O2(200–470°С);

4FeSO4 ® 2Fe2O3 + 4SO2 + O2 (700°С, примесь SO3);

5. Нагревание высших оксидов.

4CrO3 ® Cr2O3 + 3O2;

6Fe2O3 ® 4(FeIIFe2III)O4 + O2 (1200–1390°С);

2(FeIIFe2III)O4 ® 6FeO + O2 (выше 1538°С).

6. Окисление низших оксидов.

6FeO + O2 = 2(FeIIFe2III)O4 (300–500°С);

2Сr2O3 + O2 = 4СrO2 (черн.) [400°С, р].

7. Диспропорционирование оксидов в промежуточных степенях окисления.

N2O3 ® NO2 + NO (5–100°С);

2RuО2 ® Ru + RuО4 (выше 1300°С);

8. Вытеснение летучего оксида менее летучим.

2СO3 (конц.) + SO2 = Na2SO3 + CO2;

2Li2CO3 + SiO2 = Li4SiO4 + 2CO2 (800–1000°C).

9. Окислительно-восстановительное взаимодействие.

2С + Na2SO4 = Na2S + 2СO2(600°С);

2С + Na2CO3 = 2Na + 3СО(900–1000°С);

Сu + 2H2SO4 (конц., гор.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O;

Сu + 4HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2NO2­ + 2Н2О.

Метод Основные оксиды Амфотерные оксиды Кислотные оксиды
1* Окисление простых веществ кислородом 3Fe + 2O2 = (FeIIFeIII)O4 (150–600°С, сгорание). 2Mg + O2 = 2MgO (600–650°С, сгорание) 4Al + 3O2 ® 2Al2O3 S + O2 = SO2 (280–360°С, сгорание на воздухе, примесь SO3).
2* Окисление кислородом бинарных соединений 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2 (300–500°С) 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 (800–1000°C). 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O (250–300°С) 2CO + O2 –(t°)® 2CO2
3* Термолиз гидроксидов 2LiОН ® Li2O + Н2O (800–1000°С, в атм. Н2) Zn(OH)2 ® ZnO + H2O (100–250°С) H2SO4 (безводн.) ® Н2O + SO3 (450°С)
Термолиз солей кислород-содержащих кислот СаСО3 ® СаО + СO2 (900–1200°С); 2Pb(NO3)2 ® 2РbО + 4NO2 + O2(200–470°С) [ZnOH]2CO3 –(t°)® 2ZnO + CO2 + H2O 2NaHCO3 = Na2CO3 + СO2 + Н2O (250–300°С)
Вытеснение оксидов из солей     K2SiO3 + 2НСl (разб.) = SiO2¯ + 2KСl + Н2O K2Cr2O7 + H2SO4 ® 2CrO3 + K2SO4 + H2O

Примечание

1*. С Au, Pt, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, компактными Ti, Zr, Hf кислород не реагирует. Оксиды Cl2O, Cl2O7, I2O5, SO3, SeO3, N2O3, N2O5, As2O5, Ga2O3, SnO, PbO2, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O, BaO получают косвенными методами.

При окислении кислородом щелочных металлов преимущественно образуются пероксиды и надпероксиды.

2*. Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3*. Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

Особенности химического поведения оксидов обуславливает их кислотно-основный характер и окислительно-восстановительные свойства.

ГИДРОКСИДЫ

Наши рекомендации