Разложение солей амфотерных соединений
Можно выделить несколько случаев разложения солей амфотерных соединений.
1. Действие избытка сильной кислоты приводит к образованию средних солей и воды:
Na[Al(OH)4] + 4HCl →NaCl +AlCl3 + H2O
2. Действие недостатка сильной кислоты. В этом случае образуется средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:
Na[Al(OH)4] + HCl→ NaCl+Al(OH)3 + H2O
3. При действии слабой кислоты образуется кислая соль активного металла, гидроксид и вода:
Na[Al(OH)4] + H2S →NaHS + Al(OH)3 + H2O
4. При действии сернистого или углекислого газов образуется кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:
Na[Al(OH)4] + CO2→ NaHCO3 + Al(OH)3
5. При действии солей сильных кислот и Fe3+, Al3+, Cr3+образуется средняя соль активного металла и основание(я):
3Na[Al(OH)4] + FeCl3→ 3Al(OH)3 + Fe(OH)3 + 3NaCl
Основные характеристики и частные химические свойства амфотерных оксидов
Оксид алюминия – белый, тугоплавкий, термически устойчивый оксид. В прокаленном виде химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. В реакции вступает только с концентрированными растворами и при спекании.
Al2O3 + 2NaOH(гор., к.) + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]
Al2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Al(OH)6]
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O (900-1000 C)
Al2O3+MgO→ (MgAl2)O4(1600 C)
Al2O3 +BeO→ (BeAl2)O4(хризоберилл)
Оксид цинка – белый (иногда желтоватый). Термически устойчивый, но при сильном нагревании может возгоняться и разлагаться. Плавится только в атмосфере кислорода, при повышенном давлении. Не реагирует с водой и не восстанавливается водородом.
ZnO + 2NaOH(60%) + H2O → Na2[Zn(OH)4] (90 C)
ZnO + NaOH(40%) + H2O→ Na[Zn(OH)3] (100 C)
ZnO + 4NaOH + H2O → Na4[Zn(OH)6]
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (500-600 C)
ZnO + 4NH4OH → [Zn(NH3)4](OH)2 + 3H2O
Оксид бериллия – белый, тугоплавкий, летучий в токе кислорода. В прокаленном виде малореакционноспособный. Адсорбирует воду из воздуха. Реагирует с концентрированными растворами кислот и щелочей, кислотными и основными оксидами. Восстанавливается углеродом и магнием.
BeO + 2LiOH + H2O → Li2[Be(OH)4]
BeO + 4LiOH + H2O → Li4[Be(OH)6]
BeO + 2NaOH(гор., к.)→Na2BeO2 + H2O (250-300 C)
BeO + 2Na2O → Na4BeO3 (500 C)
BeO + Al2O3 → (BeAl2)O4(хризоберилл)
Оксид железа (III) – красно-коричневый или темно-коричневый. Термически устойчивый. Не реагирует с водой, раствором аммиака. Реагирует с растворами кислот и щелочей. Восстанавливается водородом, угарным газом, железом.
Fe2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Fe(OH)4]
Fe2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Fe(OH)6]
Fe2O3 + 2NaOH(к) → 2NaFeO2(красный)+H2O (600 C)
Fe2O3 + 5Na2O→2Na5FeO4 (медленно, 450-500 С)
2Fe2O3 + 8Na2O + O2→ 4Na4FeO4(450 C)
Fe2O3+ ZnO→ (ZnFe2)O4
Оксид олова (II) – темно-синий. Разлагается при нагревании, при продолжительном нагревании продукты разложения снова образуют оксид. Не реагирует с водой, раствором аммиака, разбавленными щелочами. Реагирует с кислотами и концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе при нагревании.
SnO + 2NaOH → Na2SnO2 + H2O (400 C)
SnO + BaO→ (BaSn)O2(1000 C)
Оксид олова (IV)– белый. Плавится и кипит без разложения. В твердом виде существует в виде кристаллогидрата – SnO2•nH2O. Соединения Sn(OH)4и H2SnO3 не выделены. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Реагирует с концентрированными кислотами и щелочами. Восстанавливается углеродом, водородом и оловом.
SnO2 + 2NaOH(к) + H2O → Na2[Sn(OH)6] (60-70 C)
SnO2 + 2NaOH → NaSnO3 + H2O (350-400 C)
SnO2 + 2K2O → K4SnO4 (500 C)
Оксид свинца (II) – красный или желтый. Термически устойчивый. Плохо реагирует с водой и раствором аммиака. Реагирует с кислотами и щелочами. Окисляется кислородом. Восстанавливается водородом и угарным газом.
PbO + H2O(гор.) + 2NaOH(к)→ Na2[Pb(OH)4]
PbO + 2NaOH → (Na2Pb)O2 + H2O (400 C)
PbO + 3H2O+ 2NaOH →Na2[Pb(OH)6] + H2(kat) (электролиз)
Оксидсвинца (IV) – темно-коричневый. Прислабомнагреванииразлагаетсябезплавления. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается в виде различных кристаллогидратов. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, раствором аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и медленно щелочами при нагревании. Сильный окислитель в кислой и щелочной средах.
PBO2 + 2NaOH(к) + 2H2O → Na2[Pb(OH)6] (100 C)
2PbO2 + 4KO2→2K2PbO3(желт.) + 3O2 (400-500 C)
3PbO2 + 2Na3[Cr(OH)6] + 4NaOH → 3Na2[Pb(OH)4] + 2Na2CrO4 + 2H2O
Оксид хрома (III) – темно-зеленый, тугоплавкий. Термический устойчивый. Не реагирует с водой. Химически пассивный. Не реагирует с кислотами, разбавленными щелочами и раствором аммиака. При высокой температуре реагирует с щелочами и дисульфатом калия. В жестких условиях реагирует с сильными окислителями.
Cr2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Cr(OH)4]
Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O → 2Na3[Cr(OH)6]
Cr2O3 + 2LiOH → 2LiCrO2 + H2O
Cr2O3 + KClO3 + 2K2CO3→ 2K2CrO4 + KCl + 2CO2 (500-700 C)
Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3→ 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2 (400-600 C)