Оксид магния MgO — типичный основный оксид; белое мелкокристаллическое вещество, нерастворимое в воде; приготовленное особым образом может взаимодействовать с горячей водой (для MgO нехарактерно). Плавится при 2800 °С. В технике и строительной химии этот оксид называют жженой магнезией. Взаимодействует с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, карбидом кальция, углеродом (при высокой температуре). Напишите уравнения реакций взаимодействия оксида магния с серной кислотой, диоксидом кремния, оксидом алюминия. Оксид магния реагирует с водными растворами солей магния:
Это свойство используется при твердении магнезиальных вяжущих.
Жженую магнезию получают разложением магнезита:
Оксид магния применяют для получения магния, как магнезиальное вяжущее (магнезитовый цемент) и при изготовлении магнезитовых огнеупоров.
Гидроксид магния Mg(OH)2 — белое твердое, нерастворимое в воде вещество, электролит средней силы. Проявляет основные свойства. Реагирует с кислотами; состав продуктов реакции зависит от соотношения компонентов:
Если смешать при интенсивном перемешивании 1 моль основания и 1 моль кислоты, то получается основная соль и вода:
Водная суспензия гидроксида магния реагирует с углекислым газом, при этом в первой стадии образуется карбонат магния, а во второй — гидрокарбонат: 
Эта реакция (II стадия) характеризует химическое выветривание магнезита и доломита и является источником временной магниевой жесткости. Гидроксид магния разлагается при нагревании.
Напишите уравнения реакций: а) взаимодействия доломита с водным раствором углекислого газа; б) разложения гидроксида магния.
Гидроксид магния получают при взаимодействии водных растворов солей магния и щелочей либо гидроксида аммония.
Напишите уравнения реакций взаимодействия сульфата магния с гидроксидом натрия и гидроксидом аммония, взятых в избытке.
источник
Хим. свойства.
Соединения металла (указать формулы и характер оксидов и гидроксидов магния,
написать уравнения реакций, подтверждающих характер данного гидроксида)
2Mg0 + C+4O2 2Mg+2O+C0,Прекратить к горящему магнию доступ кислорода можно засыпав его песком, хотя и с оксидом кремния (IV) магний взаимодействует, но со значительно меньшим выделением теплоты:
этим и определяется возможность использования песка для тушения кремния. Опасность возгорания магния при интенсивном нагреве одна из причин, по которым его использование как технического материала ограничена.
В электрохимическом ряду напряжений магний стоит значительно левее водорода и активно реагирует с разбавленными кислотами с образованием солей. В этих реакциях есть у магния особенности. Он не растворяется во фтороводородной, концентрированной серной и в смеси серной и в смеси азотной кислот, растворяющей другие металлы почти столь же эффективно, как «царская водка» (смесь HCl и HNO3). Устойчивость магния к растворению во фтороводородной кислоте объясняется просто: поверхность магния покрывается нерастворимой во фтороводородной кислоте пленкой фторида магния MgF2. Устойчивость магния к достаточно концентрированной серной кислоте и смеси ее с азотной кислотой объяснить сложнее, хотя и в этом случае причина кроется в пассивации поверхности магния. С растворами щелочей и гидроксида аммония магний практически не взаимодействует. А вот с растворами аммонийных солей реакция хотя и медленно, но происходит:
Причина воспламенения — очень большое тепловыделение, как и в случае реакции магния с кислородом. Так при образовании 1 моль хлорида магния из магния и хлора выделяется 642 КДж. При нагревании магний соединяется с серой (MgS), и с азотом (Mg3N2). При повышенном давлении и нагревании с водородом магний образует гидрид магния-2e Mg0 + H20 Mg+2H2-.
Большое сродство магния к хлору позволило создать новое металлургическое производство — «магниетермию» — получение металлов в результате реакции
этим методом получают металлы, играющие очень важную роль в современной технике — цирконий, хром, торий, бериллий. Легкий и прочный «металл космической эры» — титан практически весь получают таким способом.
Сущность производства сводится к следующему: при получении металлического магния электролизом расплава хлорида магния в качестве побочного продукта образуется хлор. Этот хлор используют для получения хлорида титана (IV) TiCl4, который магнием восстанавливается до металлическоготитана-
источник
Магний оксид нередко называют еще жженой магнезией или просто окисью магния. Это вещество представляет легкий и мелкий кристаллический белый порошок. В природе магний оксид встречается в виде минерала периклаза. В пищевой промышленности это вещество известно как пищевая добавка под кодом E530.
Химическая формула данного вещества: MgO. Это соединение практически не имеет запаха, в аммиаке и кислоте растворяется хорошо, в воде его растворимость при 30 °С составляет всего лишь 0,0086 грамм/100 мл, а в спирте оно и вовсе не растворяется. Молярная масса MgO — 40,3044 г/моль. При 20 °C его плотность равна 3,58 г/см³, температура кипения — 3600 °C, плавления — 2852 °C. Мелкокристаллический магний оксид химически довольно активен. Он способен поглощать углекислый газ с образованием соответствующего карбоната:
хоть и медленно, но все же реагирует с водой, образуя при этом нерастворимое слабое основание:
вступает в реакцию с кислотами:
Прокаленный магний оксид свою химическую активность теряет. Также следует добавить, что этот порошок гигроскопечен.
В промышленности данное соединение в основном получают посредством обжига. В качестве сырья используют такие минералы как доломит (MgCO3.CaCO3) или магнезит (MgCO3). Кроме того, жженую магнезию производят при помощи прокаливания бишофита (MgCl2 х 6H2O) в водяном паре, прокаливания Mg(OH)2 и прочих неустойчивых к температуре соединений Mg. В лабораторных условиях MgO можно получить при взаимодействии ее составных компонентов:
либо посредством термического разложения некоторых солей или гидроксида:
В зависимости от способа получения окиси магния принято выделять два основных вида этого соединения: легкая и тяжелая магнезия. Первый представляет собой бесцветный порошок, который достаточно легко вступает в различные реакции с разбавленными кислотами, в результате чего образуются соли Mg. Второй состоит из больших кристаллов природного или искусственного периклаза и отличается водостойкостью и более инертен.
В промышленности это соединение используют для изготовления цементов, огнеупоров, в качестве наполнителя при производстве резины и для очистки нефтепродуктов. Сверхлегкий магний оксид применяют в качестве очень мелкого абразива, которым очищают поверхность. В частности, это используется в электронной промышленности. Кроме того, жженая магнезия широко применяется в медицине. Здесь MgO используют при нарушении уровня кислотности желудочного сока, возникающего из-за избытка соляной кислоты. Окись магния также принимают для нейтрализации активных веществ, случайно попавших в желудок. В пищевой промышленности MgO применяется в качестве пищевой добавки (код E530), которая препятствует комкованию и слеживанию. Жженая магнезия используется также и в спортивной гимнастике. Здесь этот порошок спортсмены наносят на руки для того чтобы контакт с гимнастическим снарядом был более надежным. Добавим еще, что оксид магния является абсолютным отражателем. Коэффициент отражения данного вещества в расширенной спектральной полосе равен единице и поэтому его вполне можно использовать в качестве эталона белого цвета.
источник
Гидроксид магния (формула Mg(OH)2) — это химическое неорганическое соединение, гидроксид магния (щелочноземельного металла). Относится к группе нерастворимых оснований.
Физические свойства магния гидроксида
1. В нормальных условиях магния гидроксид представляет собой бесцветные (прозрачные) кристаллы, имеющие гексагональную решетку.
2. Разлагается на оксид магния (MgO) и воду (H2O) при температуре триста пятьдесят градусов.
3. Поглощает из воздуха углекислый газ (CO2) и воду (H2O), образуя при этом основной карбонат магния.
4. Практически не растворяется в воде и хорошо растворим в солях аммония.
5. Это основание средней силы.
6. В природе встречается в виде особого минерала — брусита.
Как получают магния гидроксид?
1. Данное вещество можно получить посредством взаимодействия солей магния с различными щелочами, например:
MgCl2 (хлорид магния) + 2NaOH (гидроксид натрия) = Mg(OH)2 (выпадает в осадок, гидроксид магния) + 2NaCl (хлорид натрия)
Mg(NO3)2 (нитрат магния) + 2KOH (основание калия) = Mg(OH)2 (основание магния, выпадает в осадок) + 2KNO3 (нитрат калия)
2. Также это химическое соединение можно получить путем реакции раствора магния хлорида (MgCl2) с обожженным доломитом (CaO*MgO):
MgCl2 (хлорид магния) + CaO*MgO (обожженный доломит) + 2H2O (вода) = 2Mg(OH)2 (основание магния, выпадает в осадок) + CaCl2 (хлорид кальция)
3. Основание магния можно получить еще и путем взаимодействия паров воды с металлическим магнием:
Mg (магний металлический) + 2H2O (водяные пары) = Mg(OH)2 (выпадает в осадок) + H2 (водород, в виде газа)
Химические свойства магния гидроксида:
1. Это вещество при температуре 350 градусов разлагается на оксид магния и воду. Так выглядит эта реакция:
Mg(OH)2 (основание магния) = MgO (магния оксид) + 2H2O (вода)
2. Взаимодействует с кислотами. При этом образуются соль и вода. Примеры:
Mg(OH)2 (основание) + 2HCl (соляная кислота) = MgCl2 (магниевый хлорид) + 2H2O (вода)
Mg(OH)2 (основание) + H2SO4 (серная кислота) = MgSO4 (магниевый сульфат) + 2H2O (вода)
3. Взаимодействует с кислотными оксидами. В результате реакции получаются соль и вода:
Mg(OH)2 (основание) + SO3 (оксид серы) = MgSO4 (магниевый сульфат) + H2O (вода)
4. Также магниевый гидроксид взаимодействует с концентрированными горячими растворами щелочей. При этом образуются гидроксомагнезаты. Примеры:
Mg(OH)2 + 2NaOH (основание натрия) = Na2(Mg(OH)4)
Mg(OH)2 + S(OH)2 (основание серы) = Sr(Mg(OH)4)
— как пищевая добавка, предназначенная для связывания диоксида серы (SO2). Зарегестрирован под знаком Е528;
— в качестве фокулянта для очистки сточных вод;
— как добавка в различные моющие средства и как компонент в зубных пастах;
— для рафинирования сахара и для получения оксида магния (MgO);
Отдельного внимания заслуживает использование данного химического вещества в медицинской отрасли.
Гидроксид магния в медицине
Это слабительное и антацидное средство, способное нейтрализовать соляную (хлороводородную, HCl) кислоту в желудке и снижать активность желудочного сока. При этом воздействие гидроксида магния не сопровождается изменениями КЩР и вторичной гиперсекрецией соляной кислоты. Также данное вещество способствует повышению перистальтики и других отделов кишечника. Слабительное действие наступает примерно через 2-6 часов.
Показания к применению: гастрит хронический с повышенной и нормальной секрецией, язва двенадцатиперстной кишки и желудка, чувство дискомфорта или боли в эпигастрии, изжога после курения или употребления кофе или алкоголя, запоры.
Противопоказания к применению: повышенная чувствительность в гидроксиду магния.
Стоит отметить, что у пациентов, имеющих проблемы с почками, после применения магниевого основания может развиться гипермагнемия (то есть избыток магния в организме).
Также в медицине используется алгелдрат магния гидроксид — средство, которое применяется при язве желудка, остром дуодените, гиперацидном гастрите, гастралгии, хроническом панкреатите, изжоге, гиперфосфатемии, гнилостной или бродильной дипепсии. Этот препарат будет противопоказан пациентам с гиперчувствительностью, болезнью Альцгеймера, в период беременности или грудного вскармливания.
источник
Поговорим о том, как определить характер оксида. Начнем с того, что все вещества принято подразделять на две группы: простые и сложные. Простые вещества подразделяют на металлы и неметаллы. Сложные соединения делят на четыре класса: основания, оксиды, соли, кислоты.
Так как характер оксидов зависит от их состава, для начала дадим определение данному классу неорганических веществ. Оксиды представляют собой сложные вещества, которые состоят из двух элементов. Особенность их в том, что кислород всегда располагается в формуле вторым (последним) элементом.
Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простых веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется оксид магния, проявляющий основные свойства.
Характер оксидов зависит от их состава. Существуют определенные правила, по которым называют такие вещества.
Если оксид образован металлами главных подгрупп, валентность не указывается. Например, оксид кальция СаО. Если же в соединении первым располагается металл подобной подгруппы, который обладает переменной валентностью, то она обязательно указывается римской цифрой. Ставится после названия соединения в круглых скобках. Например, существуют оксиды железа (2) и (3). Составляя формулы оксидов, нужно помнить о том, что сумма степеней окисления в нем должна быть равна нулю.
Рассмотрим, как характер оксидов зависит от степени окисления. Металлы, имеющие степень окисления +1 и +2, образуют с кислородом основные оксиды. Специфичной особенностью таких соединений является основный характер оксидов. Такие соединения вступают в химическое взаимодействие с солеобразующими оксидами неметаллов, образуя с ними соли. Кроме того, основные оксиды реагируют с кислотами. Продукт взаимодействия зависит от того, в каком количестве были взяты исходные вещества.
Неметаллы, а также металлы со степенями окисления от +4 до +7, образуют с кислородом кислотные оксиды. Характер оксидов предполагает взаимодействие с основаниями (щелочами). Результат взаимодействия зависит от того, в каком количестве была взята исходная щелочь. При ее недостатке в качестве продукта взаимодействия образуется кислая соль. Например, в реакции оксида углерода (4) с гидроксидом натрия образуется гидрокарбонат натрия (кислая соль).
В случае взаимодействия кислотного оксида с избыточным количеством щелочи продуктом реакции будет средняя соль (карбонат натрия). Характер кислотных оксидов зависит от степени окисления.
Они подразделяются на солеобразующие оксиды (в которых степень окисления элемента равна номеру группы), а также на безразличные оксиды, не способные образовывать соли.
Есть и амфотерный характер свойств оксидов. Суть его заключается во взаимодействии этих соединений и с кислотами, и со щелочами. Какие оксиды проявляют двойственные (амфотерные) свойства? К ним относят бинарные соединения металлов со степенью окисления +3, а также оксиды бериллия, цинка.
Существуют различные способы получения оксидов. Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простым веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется оксид магния, проявляющий основные свойства.
Кроме того, получить оксиды можно и при взаимодействии сложных веществ с молекулярных кислородом. Например, при горении пирита (сульфида железа 2) можно получить сразу два оксида: серы и железа.
Еще одним вариантом получения оксидов считается реакция разложения солей кислородсодержащих кислот. Например, при разложении карбоната кальция можно получить углекислый газ и оксид кальция (негашеную известь).
Основные и амфотерные оксиды образуются и при разложении нерастворимых оснований. Например, при прокаливании гидроксида железа (3) образуется оксид железа (3), а также водяной пар.
Оксиды являются классом неорганических веществ, имеющем широкое промышленное применение. Они используются в строительной сфере, фармацевтической промышленности, медицине.
Кроме того, амфотерные оксиды часто используют в органическом синтезе в качестве катализаторов (ускорителей химических процессов).
источник
научная статья по теме КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ, АДСОРБЦИОННЫЕ И ФОТОСОРБЦИОННЫЕ СВОЙСТВА ОБРАЗЦОВ ОКСИДА МАГНИЯ Химия
Авторы работы:
Научный журнал:
Текст научной статьи на тему «КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ, АДСОРБЦИОННЫЕ И ФОТОСОРБЦИОННЫЕ СВОЙСТВА ОБРАЗЦОВ ОКСИДА МАГНИЯ»
ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ, 2008, том 44, № 3, с. 330-334
МЕТОДЫ ИЗУЧЕНИЯ = ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ СИСТЕМ =
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ, АДСОРБЦИОННЫЕ И ФОТОСОРБЦИОННЫЕ СВОЙСТВА ОБРАЗЦОВ ОКСИДА МАГНИЯ
© 2008 г. И. А. Екимова, Т. С. Минакова
Томский государственный университет 634050, Россия, г. Томск, пр. Ленина, 36 E-mail: rector@tsu.ru Поступила в редакцию 14.06.2007 г.
Исследованы кислотно-основные, адсорбционные и фотосорбционные свойства образцов оксида магния разного способа синтеза. Установлено, что чем менее основная поверхность оксида, тем она обладает большей фотосорбционной способностью по отношению к кислороду и большей адсорбционной способностью по отношению к парам воды.
Оксид магния находит самое широкое применение в различных отраслях промышленности, сельском хозяйстве и медицине как огнеупорный материал, адсорбент, удобрение и в качестве составляющих лекарственных препаратов. Одна из особенностей оксида магния состоит в том, что он является дегидратирующим катализатором, так как способен ускорять процессы дегидратации и конденсации. Это вещество имеет высокую удельную поверхность и механическую прочность, высокую степень основности, ионную кристаллическую решетку, отсюда его необычайные адсорбционные свойства относительно многих веществ. Поэтому изучение оксида магния, а именно его поверхностных свойств является актуальным и требует применения современных методов исследования. К настоящему времени установлена взаимосвязь кислотности поверхности с отдельными характеристиками; такими как электроотрицательность, радиус и эффективный заряд атомов, тип решетки, энергия связи Э-О, координирующая способность металлов и степень окисления. Часто эти корреляции получены для конкретного круга объектов. В данной работе изучены кислотно-основные, адсорбционные и фотосорбционные свойства оксида магния и их изменение в зависимости от способа получения. Выбор объектов исследования не случаен. Как уже говорилось ранее, в последние годы в связи с развитием новых отраслей техники возросла роль оксида магния. В частности, его применяют для изготовления лабораторных изделий, огнеупорного кирпича, футеровки печей, магнезиального цемента.
Для исследования были взяты следующие образцы оксида магния: (1) — промышленного способа получения из MgCОз, (2) — промышленного способа получения из MgSО4, (3) — лабораторного способа получения из (MgОH)2CО3 с м. о. MgCО3/Mg(ОH)2 = = 3.89, (4) — лабораторного способа получения из ^ОН)2СО3 с м. о. MgCО3/Mg(ОH)2 = 1.74.
Удельную поверхность образцов определяли методом БЭТ по низкотемпературной десорбции аргона на газохроматографической установке. Описание методики приведено в [1]. Относительная погрешность определения составляла 15%. Удельные поверхности для оксидов магния равны соответственно 58, 52, 155, 137 м2/г.
Идентификация образцов проводилась рентге-нофазовым анализом на дифрактометре ХКЪ-6000 на СиКа-излучении.
Результаты по фотосорбции простых газов (кислорода и водорода) получены традиционным для исследований такого рода фотоманометрическим методом. Фотосорбционные исследования были проведены в НИИ физики им. В.А. Фока Санкт-Петербургского государственного университета. Для измерения давления использовался манометр типа Пирани с рабочим диапазоном 10-4-30 Па. Для проведения опытов порошкообразные образцы помещались в кварцевую кювету (обычно плоскую), или наносились из водных суспензий слои адсорбента на внутреннюю часть вакуумной кюветы. Для очистки и обезгаживания образцов использовались вакуумные установки, аналогичные описанным в работе [2], позволяющие получать и длительное время сохранять в реакторе вакуум не хуже 10-5-10-6 Па и в значительной мере
предотвращающие возможность загрязнения адсорбентов парами органических соединений.
Все оксидные адсорбенты перед началом измерений очищались от ранее адсорбированных органических загрязнений многочасовой прокалкой в атмосфере кислорода при температурах 673-723 К с последующим прогревом в вакууме. Для освещения адсорбентов использовалась лампа ДРТ-230. Кислород, необходимый для проведения опытов, получался непосредственно в установке разложением вакуумтренированного при температуре начала разложения перманганата калия с последующей дополнительной очисткой газа с помощью ловушки, охлаждаемой жидким азотом. Водород получали разложением гидрида титана. Преимущество такого источника в том, что неиспользованный водород полностью поглощается им после прекращения нагрева. ТД-измерения проводились в интервале температур от 293 К до 660 К. Для нагрева использовалась специально изготовленная печь с малыми тепловыми потерями. Температура образца повышалась по линейному закону: Т = Т0 + вг, где г — время (сек), Т0 = 293 К, в — 0.3 К/с.
Адсорбционные измерения проводили весовым методом на вакуумной установке, описанной в [3]. Для измерения давления использовали и — образный манометр и манометр Мак — Леода. Растяжение спирали весов Мак — Бена — Бакра фиксировали с помощью катетометра В-630. Чувствительность спирали составляла 2.2 х 10-3 г/мм. В качестве ад-сорбата использовали бидистиллированную воду. Очистку воды производили путем многократных циклов «замораживание — откачка — размораживание». Погрешность адсорбционных измерений составляла не более 10% от измеряемой величины. Образцы вакуумировались в течение 24 часов при комнатной температуре и в течение 4 часов при 573 К. Эксперименты проводились при комнатной температуре.
При изучении кислотно-основных свойств использовались методы рН — метрии и адсорбции индикаторов Гаммета, а также метод потенциомет-рического титрования. При исследовании общей кислотности поверхности была использована следующая методика рН — метрического изучения порошков MgO: в потенциометрическую ячейку вводили 10 мл бидистиллированной воды и после стабилизации потенциала стеклянного электрода одновременно с включением секундомера высыпали навеску (0.2 г) образца. Суспензия непрерывно перемешивалась с помощью магнитной мешалки. В индикаторном методе в качестве кислотно-основных индикаторов использовали слабые органические кислоты и основания, окраска молекулярных и ионных форм которых различается. Методика исследования поверхностной кислотности индикаторным методом подробно описана в [4]. Адсорбция
индикаторов проводилась не только в водной среде, но и в диметилформамиде (ДМФА).
Потенциометрическое титрование суспензий проведено с помощью иономера ЭСЛ-43-07 со стеклянным и хлоридсеребряным проточным электродами, титрант подавался автоматически. Навеска оксида магния 0.2 г суспендирована в 1 мл 0.1 н. раствора HCl с добавлением 19 мл KCl 0,1н. и оттитрована 0.1 н. раствором KOH. Также навеску оксида магния 0.2 г суспендировали в 1 мл 0.1 н. раствора KOH с добавлением 19 мл KCl 0.1 н. и оттитровы-вали 0.1 н. раствором HCl. Подобным образом проводилось титрование растворов без добавок оксида магния. Перемешивание осуществлялось стеклянной мешалкой со скоростью 100-150 оборотов в минуту. Величина pH изоионного состояния (рНииС) определялась по пересечению кривых титрования испытуемой суспензии и холостого раствора.
В таблице сведены значения кислотно-основных параметров и величин, характеризующих фото-сорбционную и адсорбционную способности оксидов магния. Как видно из таблицы величины рНиис, определенные из кинетических кривых, увеличиваются в ряду оксидов (1), (2), (4), (3). В том же направлении возрастают рНииС, определенные из потен-циометрического титрования, и рассчитанная из индикаторного метода функция Гаммета. И так, основность поверхности образцов увеличивается в ряду оксидов (1), (2), (4), (3). Промышленные партии образцов имеют менее основный характер поверхности по сравнению с образцами оксида магния, полученными лабораторным способом.
На оксиде магния обнаружена фотосорбция кислорода, водорода, метана и других газов, а также фото диссоциация закиси азота [2]. Все указанные фотопроцессы имеют место в области длин волн короче 260 нм.
Оксид магния относится к диэлектрикам. Ширина запрещенной зоны кристалла составляет по разным данным 7.4-15.0 эВ. В то же время красная граница спектра действия оксида как фотокатализатора приходится на область длин волн около 310 нм (4.0 эВ). Это значит, что за поглощение света, приводящее к фотореакциям, ответственны переходы в некоторых активных центрах кристалла или в адсорбированных молекулах, а не междузонные переходы. Существуют, однако, веские аргументы в пользу того, что свет поглощается именно твердым телом, а не адсорбированными молекулами. Оксид магния имеет собственное поглощение в области вакуумного ультрафиолета, обладает высокой химической и термической устойчивостью, не меняет стехиометрического состава и кристаллической структуры. Он обладает низкой темновой адсорбцией и каталитической активностью. Все это делает
Значения кислотно-основных параметров и величин, характеризующих фотосорбционную и адсорбционную способности оксидов магния рНиис — рН изоионного состояния; Н0 — функция Гамета, т — время жизни активных центров; Утах — максимальная скорость фотосорбции; АР0 — фотосорбционные емкости; ам — величина емкости монослоя; С — константа уравнения БЭТ; К — константа, характеризующая энергию взаимодействия молекул адсорбата с поверхностью пористого тела (вычислена из изотерм в относительных координатах); — площадка молекулы воды; Буд — удельная поверхность, определенная методом БЭТ по адсорбции паров воды; Тк — 298 К; Т — 573 К
Оксид MgО (1) ^СОэ) MgО (2) ^О4) MgО (3) (^ОН)2СО3 с м. о. MgСОз/Mg(ОН)2 = 3.89) MgО (4) (^ОН)2СО3 с м. о. MgСО3/Mg(ОН)2 = 1.74)
рНиис(равн.) 10.2 10.5 10.9 10.8
рНиис НС1 10.3 10.5 10.8 10.7
т, сек (О2) 0.72 х 10-3 1.65 х 10-3 0.76 х 10-3 1.33 х 10-3
т, сек (Н2) 0.42 х 10-3 0.25 х 10-3 0.58 х 10-3 0.25 х 10-3
Утах, Па/сек (Р = 1Па О2) 0.124 0.074 0.034 —
Утах, Па/сек (Р = 1Па Н2) 0.004 0.006 0.002 —
Для дальнейшего прочтения статьи необходимо приобрести полный текст. Статьи высылаются в формате PDF на указанную при оплате почту. Время доставки составляет менее 10 минут. Стоимость одной статьи — 150 рублей.
ДАЙБОВА Е.Б., ЗАХАРЕНКО В.С., МИНАКОВА Т.С., САВЕЛЬЕВА Л.А. — 2008 г.
МАТВЕЕВА Т.Н., МИНАКОВА Т.С., СЛИЖОВ Ю.Г. — 2012 г.
ГЛАЗНЕВА Т.С., КОЦАРЕНКО Н.С., ПАУКШТИС Е.А. — 2008 г.
БЕЛЬЧИНСКАЯ Л.И., БОНДАРЕНКО А.В., ГУБКИНА М.Л., КОЗЛОВ К.А., ПЕТУХОВА Г.А., ЧИТЕЧАН С.С. — 2008 г.
источник
К важнейшим классам неорганических веществ по традиции относят простые вещества (металлы и неметаллы), оксиды (кислотные, основные и амфотерные), гидроксиды (часть кислот, основания, амфотерные гидроксиды) и соли. Вещества, относящиеся к одному и тому же классу, обладают сходными химическими свойствами. Но вы уже знаете, что при выделении этих классов используют разные классификационные признаки.
В этом параграфе мы окончательно сформулируем определения всех важнейших классов химических веществ и разберемся, по каким признакам выделяются эти классы.
Начнем с простых веществ (классификация по числу элементов, входящих в состав вещества). Их обычно делят на металлы и неметаллы (рис. 13.1-а).
Определение понятия » металл» вы уже знаете.
Из этого определения видно, что главным признаком, позволяющим нам разделить простые вещества на металлы и неметаллы, является тип химической связи.
В большинстве неметаллов связь ковалентная. Но есть еще и благородные газы (простые вещества элементов VIIIA группы), атомы которых в твердом и жидком состоянии связаны только межмолекулярными связями. Отсюда и определение.
| Неметаллы – простые вещества, в которых атомы связаны между собой ковалентными (или межмолекулярными) связями. |
По химическим свойствам среди металлов выделяют группу так называемых амфотерных металлов. Это название отражает способность этих металлов реагировать как с кислотами, так и со щелочами (как амфотерные оксиды или гидроксиды) (рис. 13.1-б).
Кроме этого, из-за химической инертности среди металлов выделяют благородные металлы. К ним относят золото, рутений, родий, палладий, осмий, иридий, платину. По традиции к благородным металлам относят и несколько более реакционно-способное серебро, но не относят такие инертные металлы, как тантал, ниобий и некоторые другие. Есть и другие классификации металлов, например, в металлургии все металлы делят на черные и цветные, относя к черным металлам железо и его сплавы.
Из сложных веществ наибольшее значение имеют, прежде всего, оксиды (см.§2.5), но так как в их классификации учитываются кислотно-основные свойства этих соединений, мы сначала вспомним, что такое кислоты и основания.
Кислоты – сложные вещества, содержащие в своем составе ионы оксония или при взаимодействии с водой образующие в качестве катионов только эти ионы.
Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы или при взаимодействии с водой образующие в качестве анионов только эти ионы.
Таким образом, мы выделяем кислоты и основания из общей массы соединений, используя два признака: состав и химические свойства.
По составу кислоты делятся на кислородсодержащие (оксокислоты) и бескислородные (рис. 13.2).
Кислородсодержащие кислоты (оксокислоты) – кислоты, в состав которых входят атомы кислорода.
Бескислородные кислоты – кислоты, молекулы которых не содержат кислорода.
Следует помнить, что кислородсодержащие кислоты по своему строению являются гидроксидами.
Примечание. По традиции для бескислородных кислот слово кислота» используется в тех случаях, когда речь идет о растворе соответствующего индивидуального вещества, например: вещество HCl называют хлороводородом, а его водный раствор – хлороводородной или соляной кислотой.
Теперь вернемся к оксидам. Мы относили оксиды к группе кислотных или основных по тому, как они реагируют с водой (или по тому, из кислот или из оснований они получаются). Но с водой реагируют далеко не все оксиды, зато большинство из них реагирует с кислотами или щелочами, поэтому оксиды лучше классифицировать по этому свойству.
Основные оксиды – оксиды, способные реагировать с кислотами и не способные реагировать со щелочами.
Кислотные оксиды – оксиды, способные реагировать со щелочами и не способные реагировать с кислотами.
Амфотерные оксиды – оксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами.
Существует несколько оксидов, которые в обычных условиях не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами. Такие оксиды называют несолеобразующими. Это, например, CO, SiO, N2O, NO, MnO2. В отличие от них, остальные оксиды называют солеобразующими (рис. 13.3).
Как вы знаете, большинство кислот и оснований относится к гидроксидам. По способности гидроксидов реагировать и с кислотами, и со щелочами среди них (как и среди оксидов) выделяют амфотерные гидроксиды (рис. 13.4).
Теперь нам осталось дать определение солей. Термин » соль» используется издавна. По мере развития науки, его смысл неоднократно изменялся, расширялся и уточнялся. В современном понимании соль – это ионное соединение, но традиционно к солям не относят ионные оксиды (так как их называют основными оксидами), ионные гидроксиды (основания), а также ионные гидриды, карбиды, нитриды и т. п. Поэтому упрощенно можно сказать, что
Соли – ионные соединения, но не гидриды, не оксиды и не гидроксиды.
Можно дать и другое, более точное, определение солей.
Соли – ионные соединения, в состав которых в качестве анионов входят кислотные остатки.
Давая такое определение, соли оксония обычно относят и к солям, и к кислотам.
Соли принято подразделять по составу на кислые, средние и основные (рис. 13.5).
Кислые соли – соли, в состав которых входят анионы, способные отдавать протон.
То есть в состав анионов кислых солей входят атомы водорода, связанные ковалентными связями с другими атомами анионов и способные отрываться под действием оснований.
| Основные соли – соли, в состав которых входят катионы, способные принимать протон и содержащие гидроксильные группы (группы – О– Н). |
Основные соли обычно имеют очень сложный состав и часто нерастворимы в воде. Типичный пример основной соли – минерал малахит Cu2(OH)2CO3.
Как видите, важнейшие классы химических веществ выделяются по разным классификационным признакам. Но по какому бы признаку мы не выделяли класс веществ, все вещества этого класса обладают общими химическими свойствами.
В этой главе вы познакомитесь с наиболее характерными химическими свойствами веществ-представителей этих классов и с самыми важными способами их получения.
МЕТАЛЛЫ, НЕМЕТАЛЛЫ, АМФОТЕРНЫЕ МЕТАЛЛЫ, КИСЛОТЫ, ОСНОВАНИЯ, ОКСОКИСЛОТЫ, БЕСКИСЛОРОДНЫЕ КИСЛОТЫ, ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ, КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ, АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ, АМФОТЕРНЫЕ ГИДРОКСИДЫ, СОЛИ, КИСЛЫЕ СОЛИ, СРЕДНИЕ СОЛИ, ОСНОВНЫЕ СОЛИ
1.Где в естественной системе элементов расположены элементы, образующие металлы, а где – элементы, образующие неметаллы?
2.Напишите формулы пяти металлов и пяти неметаллов.
3.Составьте структурные формулы следующих соединений:
(H3O)Cl, (H3O)2SO4, HCl, H2S, H2SO4, H3PO4, H2CO3, Ba(OH)2, RbOH.
4.Каким оксидам соответствуют следующие гидроксиды:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH?
Каков характер (кислотный или основный) каждого из этих оксидов?
5.Среди следующих веществ найдите соли. Составьте их структурные формулы.
KNO2, Al2O3, Al2S3, HCN, CS2, H2S, K2[Zn(OH)4], SiCl4, CaSO4, AlPO4
6.Составьте структурные формулы следующих кислых солей:
NaHSO4, KHSO3, NaHCO3, Ca(H2PO4)2, CaHPO4.
В кристаллах металлов и в их расплавах атомные остовы связывает единое электронное облако металлической связи. Как и отдельный атом элемента, образующего металл, кристалл металла обладает способностью отдавать электроны. Склонность металла отдавать электроны зависит от его строения и, прежде всего, от размера атомов: чем больше атомные остовы (то есть чем больше ионные радиусы), тем легче металл отдает электроны.
Металлы – простые вещества, поэтому степень окисления атомов в них равна 0. Вступая в реакции, металлы почти всегда изменяют степень окисления своих атомов. Атомы металлов, не обладая склонностью принимать электроны, могут только их отдавать или обобществлять. Электроотрицательность этих атомов невелика, поэтому даже при образовании ими ковалентных связей атомы металлов приобретают положительную степень окисления. Следовательно, все металлы в той или иной степени проявляют восстановительные свойства. Они реагируют:
1) С неметаллами (но не все и не со всеми):
4Li + O2 = 2Li2O,
3Mg + N2 = Mg3N2 (при нагревании),
Fe + S = FeS (при нагревании).
Наиболее активные металлы легко реагируют с галогенами и кислородом, а с очень прочными молекулами азота реагирует только литий и магний.
Реагируя с кислородом, большинство металлов образует оксиды, а наиболее активные – пероксиды (Na2O2, BaO2) и другие более сложные соединения.
2) С оксидами менее активных металлов:
2Ca + MnO2 = 2CaO + Mn (при нагревании),
2Al + Fe2O3 = Al2O3 + 2Fe (с предварительным нагреванием).
Возможность протекания этих реакций определяется общим правилом (ОВР протекают в направлении образования более слабых окислителя и восстановителя) и зависит не только от активности металла (более активный, то есть легче отдающий свои электроны металл восстанавливает менее активный), но и от энергии кристаллической решетки оксида (реакция протекает в направлении образования более » прочного» оксида).
3) С растворами кислот (§ 12.2):
Mg + 2H3O 
= Mg 2B + H2 + 2H2O, Fe + 2H3O = Fe 2 + H2 + 2H2O,
Mg + H2SO4p = MgSO4p + H2 
, Fe + 2HClp = FeCl2p + H2.
В этом случае возможность реакции легко определяется по ряду напряжений (реакция протекает, если металл в ряду напряжений стоит левее водорода).
4) C растворами солей (§ 12.2):
Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 +2Ag,
Fe + CuSO4p = Cu 
+ FeSO4p, Cu + 2AgNO3p = 2Ag + Cu(NO3)2p.
Для определения возможности протекания реакции здесь также используется ряд напряжений.
5) Кроме этого, наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные) реагируют с водой (§ 11.4):
2Na + 2H2O = 2Na + H2 + 2OH 
, Ca + 2H2O = Ca 2 + H2 + 2OH ,
2Na + 2H2O = 2NaOHp + H2 , Ca + 2H2O = Ca(OH)2p + H2.
Во второй реакции возможно образование осадка Ca(OH)2.
Большинство металлов в промышленности получают, восстанавливая их оксиды:
Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2 (при высокой температуре),
MnO2 + 2C = Mn + 2CO (при высокой температуре).
В лаборатории для этого часто используют водород:
Наиболее активные металлы, как в промышленности, так и в лаборатории, получают с помощью электролиза (§ 9.9).
В лаборатории менее активные металлы могут быть восстановлены из растворов их солей более активными металлами (ограничения см. в § 12.2).
1.Почему металлы не склонны проявлять окислительные свойства?
2.От чего в первую очередь зависит химическая активность металлов?
3.Осуществите превращения
а) Li 
Li2O LiOH LiCl; б) NaCl Na Na2O2;
в) FeO Fe FeS Fe2O3; г) CuCl2 Cu(OH)2 CuO Cu CuBr2.
4.Восстановите левые части уравнений:
а) . = H2O + Cu;
б) . = 3CO + 2Fe;
в) . = 2Cr + Al2O3
. 
Химические свойства металлов.
В отличие от металлов, неметаллы очень сильно отличаются друг от друга по своим свойствам – как физическим, так и химическим, и даже по типу строения. Но, не считая благородных газов, во всех неметаллах связь между атомами ковалентная.
Атомы, входящие в состав неметаллов, обладают склонностью к присоединению электронов, но, образуя простые вещества, » удовлетворить» эту склонность не могут. Поэтому неметаллы (в той или иной степени) обладают склонностью присоединять электроны, то есть могут проявлять окислительные свойства. Окислительная активность неметаллов зависит, с одной стороны, от размеров атомов (чем меньше атомы, тем активнее вещество), а с другой – от прочности ковалентных связей в простом веществе (чем прочнее связи, тем менее активно вещество). При образовании ионных соединений атомы неметаллов действительно присоединяют » лишние» электроны, а при образовании соединений с ковалентными связями – лишь смещают в свою сторону общие электронные пары. И в том, и в другом случае степень окисления уменьшается.
Неметаллы могут окислять:
1) металлы (вещества более или менее склонные отдавать электроны):
3F2 + 2Al = 2AlF3,
O2 + 2Mg = 2MgO (с предварительным нагреванием),
S + Fe = FeS (при нагревании),
2C + Ca = CaC2 (при нагревании).
2) другие неметаллы (менее склонные принимать электроны):
2F2 + C = CF4 (при нагревании),
O2 + S = SO2 (с предварительным нагреванием),
S + H2 = H2S (при нагревании),
3) многие сложные вещества:
4F2 + CH4 = CF4 + 4HF,
3O2 + 4NH3 = 2N2 + 6H2O (при нагревании),
Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl.
Здесь возможность протекания реакции определяется прежде всего прочностью связей в реагентах и продуктах реакции и может быть определена путем расчета G.
Самый сильный окислитель – фтор. Ненамного уступают ему кислород и хлор (обратите внимание на их положение в системе элементов).
В значительно меньшей степени окислительные свойства проявляют бор, графит (и алмаз), кремний и другие простые вещества, образованные элементами, примыкающими к границе между металлами и неметаллами. Атомы этих элементов менее склонны присоединять электроны. Именно эти вещества (особенно графит и водород) способны проявлять восстановительные свойства:
2С + MnO2 = Mn + 2CO,
4H2 + Fe3O4 = 3Fe + 4H2O.
Остальные химические свойства неметаллов вы изучите в следующих разделах при знакомстве с химией отдельных элементов (как это было в случае кислорода и водорода). Там же вы изучите и способы получения этих веществ.
1.Какие из приведенных веществ являются неметаллами: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra?
2.Приведите примеры неметаллов, при обычных условиях представляющих собой а) газы, б) жидкости, в) твердые вещества.
3.Приведите примеры а) молекулярных и б) немолекулярных простых веществ.
4.Приведите по три примера химических реакций, в которых окислительные свойства проявляет а) хлор и б) водород.
5.Приведите три примера химических реакций, отсутствующие в тексте параграфа, в которых водород проявляет восстановительные свойства.
6.Осуществите превращения:
а) P4 P4O10 H3PO4; б) H2 NaH H2; в) Cl2 NaCl Cl2.
Химические свойства неметаллов.
Вы уже знаете, что все основные оксиды – твердые немолекулярные вещества с ионной связью.
К основным оксидам относятся:
а) оксиды щелочных и щелочноземельных элементов,
б) оксиды некоторых других элементов, образующих металлы, в низших степенях окисления, например: СrO, MnO, FeO, Ag2O и др.
В их состав входят однозарядные, двухзарядные (очень редко трехзарядные катионы) и оксид-ионы. Наиболее характерные химические свойства основных оксидов как раз и связаны с присутствием в них двухзарядных оксид-ионов (очень сильных частиц-оснований). Химическая активность основных оксидов зависит прежде всего от прочности ионной связи в их кристаллах.
1) Все основные оксиды реагируют с растворами сильных кислот (§ 12.5):
Li2O + 2H3O = 2Li + 3H2O, NiO + 2H3O = Ni 2 +3H2O,
Li2O + 2HClp = 2LiClp + H2O, NiO + H2SO4p = NiSO4p + H2O.
В первом случае кроме реакции с ионами оксония протекает еще и реакция с водой, но, так как ее скорость значительно меньше, ею можно пренебречь, тем более, что в итоге все равно получаются те же продукты.
Возможность реакции с раствором слабой кислоты определяется как силой кислоты (чем сильнее кислота, тем она активнее), так и прочностью связи в оксиде (чем слабее связь, тем активнее оксид).
2) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой (§ 11.4):
Li2O + H2O = 2Li + 2OH 
BaO + H2O = Ba 2 + 2OH
Li2O + H2O = 2LiOHp, BaO + H2O = Ba(OH)2p.
3) Кроме того, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами:
BaO + CO2 = BaCO3,
FeO + SO3 = FeSO4,
Na2O + N2O5 = 2NaNO3.
В зависимости от химической активности тех и других оксидов реакции могут протекать при обычной температуре или при нагревании.
В чем причина протекания таких реакций? Рассмотрим реакцию образования BaCO3 из BaO и CO2. Реакция протекает самопроизвольно, а энтропия в этой реакции уменьшается (из двух веществ, твердого и газообразного, образуется одно кристаллическое вещество), следовательно, реакция экзотермическая. В экзотермических реакциях энергия образующихся связей больше, чем энергия рвущихся, следовательно, энергия связей в BaCO3 больше, чем в исходных BaO и CO2. И в исходных веществах, и в продуктах реакции два типа химической связи: ионная и ковалентная. Энергия ионной связи (энергия решетки) в BaO несколько больше, чем в BaCO3 (размер карбонатного иона больше, чем оксид-иона), следовательно, энергия системы O 2 + CO2 больше, чем энергия CO3 2 .
Иными словами, ион CO3 2 более устойчив, чем отдельно взятые ион O 2 и молекула CO2. А большая устойчивость карбонат-иона (его меньшая внутренняя энергия) связана с распределением заряда этого иона (– 2 е) по трем атомам кислорода карбонат-иона вместо одного в оксид-ионе (см. также § 13.11).
4) Многие основные оксиды могут быть восстановлены до металла более активным металлом или неметаллом-восстановителем:
MnO + Ca = Mn + CaO (при нагревании),
FeO + H2 = Fe + H2O (при нагревании).
Возможность протекания таких реакций зависит не только от активности восстановителя, но и от прочности связей в исходном и образующемся оксиде.
Общим способом получения почти всех основных оксидов является окисление соответствующего металла кислородом. Таким способом не могут быть получены оксиды натрия, калия и некоторых других очень активных металлов (в этих условиях они образуют пероксиды и более сложные соединения), а также золота, серебра, платины и других очень малоактивных металлов (эти металлы не реагируют с кислородом). Основные оксиды могут быть получены термическим разложением соответствующих гидроксидов, а также некоторых солей (например, карбонатов). Так, оксид магния может быть получен всеми тремя способами:
2Mg + O2 = 2MgO,
Mg(OH)2 = MgO + H2O,
MgCO3 = MgO + CO2.
1.Составьте уравнения реакций:
а) Li2O + CO2 б) Na2O + N2O5 в) CaO + SO3
г) Ag2O + HNO3 д) MnO + HCl е) MgO + H2SO4
2.Составьте уравнения реакций, протекающих при осуществлении следующих превращений:
а) Mg MgO MgSO4 б) Na2O Na2SO3 NaCl
в) CoO Co CoCl2 г) Fe Fe3O4 FeO
3.Порцию никеля массой 8,85 г прокалили в токе кислорода до получения оксида никеля(II), затем обработали избытком соляной кислоты. К полученному раствору добавили раствор сульфида натрия до прекращения выделения осадка. Определите массу этого осадка. Химические свойства основных оксидов.
Все кислотные оксиды — вещества с ковалентной связью.
К кислотным оксидам относятся:
а) оксиды элементов, образующих неметаллы,
б) некоторые оксиды элементов, образующих металлы, если металлы в этих оксидах находятся в высших степенях окисления, например, CrO3, Mn2O7.
Среди кислотных оксидов есть вещества, представляющие собой при комнатной температуре газы (например: СО2, N2O3, SO2, SeO2), жидкости (например, Mn2O7) и твердые вещества (например: B2O3, SiO2, N2O5, P4O6, P4O10, SO3, I2O5, CrO3). Большинство кислотных оксидов — молекулярные вещества (исключения составляют B2O3, SiO2, твердый SO3, CrO3 и некоторые другие; существуют и немолекулярные модификации P2O5). Но и немолекулярные кислотные оксиды при переходе в газообразное состояние становятся молекулярными.
Для кислотных оксидов характерны следующие химические свойства.
1) Все кислотные оксиды реагируют с сильными основаниями, как с твердыми:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O (при нагревании),
так и с растворами щелочей (§ 12.8):
SO3 + 2OH = SO4 2 + H2O, N2O5 + 2OH = 2NO3 + H2O,
SO3 + 2NaOHр = Na2SO4р + H2O, N2O5 + 2KOHр = 2KNO3р + H2O.
Причина протекания реакций с твердыми гидроксидами та же, что с оксидами (см. § 13.4).
Наиболее активные кислотные оксиды (SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2) Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами (§ 13.4):
CO2 + CaO = CaCO3
P4O10 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2 (при нагревании)
3) Многие кислотные оксиды реагируют с водой (§11.4).
N2O3 + H2O = 2HNO2 SO2 + H2O = H2SO3 (более правильная запись формулы сернистой кислоты -SO2 . H2O
N2O5 + H2O = 2HNO3 SO3 + H2O = H2SO4
Многие кислотные оксиды могут быть получены путем окисления кислородом (сжигания в кислороде или на воздухе) соответствующих простых веществ (Cгр, S8, P4, Pкр, B, Se, но не N2 и не галогены):
C + O2 = CO2,
S8 + 😯2 = 8SO2,
или при разложении соответствующих кислот:
H2SO4 = SO3 + H2O (при сильном нагревании),
H2SiO3 = SiO2 + H2O (при высушивании на воздухе),
H2CO3 = CO2 + H2O (при комнатной температуре в растворе),
H2SO3 = SO2 + H2O (при комнатной температуре в растворе).
Неустойчивость угольной и сернистой кислот позволяет получать CO2 и SO2 при действии сильных кислот на карбонаты Na2CO3 + 2HClp = 2NaClp + CO2 +H2O
(реакция протекает как в растворе, так и с твердым Na2CO3), и сульфиты
K2SO3тв + H2SO4конц = K2SO4 + SO2 + H2O (если воды много, диоксид серы в виде газа не выделяется).
1.Составьте уравнения реакций, протекающих при взаимодействии с раствором гидроксида натрия а) оксида углерода(IV), б) оксида серы(IV), в) оксида азота(III), г) оксида азота(V). Зависят ли продукты каждой из этих реакций от того, какое из исходных веществ взято в избытке? 2.Составьте уравнения реакций, по которым из соответствующих оксидов можно получить следующие соли: карбонат бария, фосфат натрия, сульфит магния, силикат цинка.
3.С какими из следующих оксидов может реагировать гидроксид калия: SiO2, MgO, Al2O3, FeO, SeO3, Mn2O7. Укажите условия протекания этих реакций.
4.Определите массу гидроксида натрия, минимально необходимого для полного поглощения 33,6 л углекислого газа при нормальных условиях.
Химические свойства кислотных оксидов.
К амфотерным оксидам относят ZnO, Al2O3, BeO, Cr2O3, PbO, CuO и некоторые другие оксиды. Химическая связь в них плохо описывается как в рамках модели ионной связи, так и в рамках модели ковалентной связи.
По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами. Рассмотрим эти реакции на примере оксида цинка.
При сплавлении оксида цинка со щелочью (например, NaOH) оксид цинка ведет себя как кислотный оксид, образуя в результате реакции соль — цинкат натрия:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O .
При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:
ZnO + 2OH + H2O = [Zn(OH)4] 2 .
Образующийся анион называется тетрагидроксоцинкат-ионом, а соль, которую можно выделить из раствора — тетрагидроксоцинкатом натрия.
В аналогичные реакции вступают и другие амфотерные оксиды. Состав и названия этих веществ легко можно определить, пользуясь таблицей 34.
При нагревании амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами
ZnO + Na2O = Na2ZnO2, но только в случае оксидов щелочных металлов может идти речь об образовании солей, в остальных случаях образуются сложные оксиды.
Способы получения амфотерных оксидов те же, что и основных оксидов.
Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B2O3).
источник