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Propiedades químicas de los hidróxidos. Óxidos e hidróxidos metálicos Propiedades químicas de los hidróxidos

Se puede considerar a los hidróxidos como el producto de la adición (real o mental) de agua a los óxidos correspondientes. Los hidróxidos se dividen en bases, ácidos e hidróxidos anfóteros. Las bases tienen la composición general M(OH)x, los ácidos tienen la composición general HxCo. En las moléculas de ácidos que contienen oxígeno, los átomos de hidrógeno reemplazados están conectados al elemento central a través de átomos de oxígeno. En las moléculas de ácidos libres de oxígeno, los átomos de hidrógeno están unidos directamente a un átomo no metálico. Los hidróxidos anfóteros incluyen principalmente hidróxidos de aluminio, berilio y zinc, así como hidróxidos de muchos metales de transición en estados de oxidación intermedios.
Según la solubilidad en agua, se distinguen las bases solubles: los álcalis (formados por metales alcalinos y alcalinotérreos). Las bases formadas por otros metales no se disuelven en agua. La mayoría de los ácidos inorgánicos son solubles en agua. Sólo el ácido silícico H2SiO3 es un ácido inorgánico insoluble en agua. Los hidróxidos anfóteros no se disuelven en agua.

Propiedades químicas de las bases.

Todas las bases, tanto solubles como insolubles, tienen una propiedad característica común: formar sales.
Consideremos las propiedades químicas de las bases solubles (álcalis):
1. Cuando se disuelven en agua, se disocian para formar un catión metálico y un anión hidróxido. Cambie el color de los indicadores: tornasol violeta - a azul, fenolftaleína - a carmesí, naranja de metilo - a amarillo, papel indicador universal - a azul.
2. Interacción con óxidos ácidos:
álcali + óxido de ácido = sal.
3. Interacción con ácidos:
álcali + ácido = sal + agua.
La reacción entre un ácido y un álcali se llama reacción de neutralización.
4. Interacción con hidróxidos anfóteros:
álcali + hidróxido anfótero = sal (+ agua)
5. Interacción con sales (sujeto a la solubilidad de la sal original y la formación de un precipitado o gas como resultado de la reacción.
Consideremos las propiedades químicas de las bases insolubles:
1. Interacción con ácidos:
base + ácido = sal + agua.
Las bases poliácidas son capaces de formar no solo sales intermedias, sino también básicas.
2. Descomposición por calor:
base = óxido metálico + agua.

Propiedades químicas de los ácidos.

Todos los ácidos tienen una propiedad característica común: la formación de sales al reemplazar cationes de hidrógeno con cationes de metal/amonio.
Consideremos las propiedades químicas de los ácidos solubles en agua:
1. Cuando se disuelven en agua, se disocian para formar cationes de hidrógeno y un anión de residuo ácido. Cambie el color de los indicadores a rojo (rosa), a excepción de la fenolftaleína (no reacciona a los ácidos, permanece incoloro).
2. Interacción con metales en la serie de actividad a la izquierda del hidrógeno (sujeto a la formación de una sal soluble):
ácido + metal = sal + hidrógeno.
Al interactuar con metales, las excepciones son los ácidos oxidantes: el ácido nítrico y el ácido sulfúrico concentrado. En primer lugar, también reaccionan con algunos metales que se encuentran a la derecha del hidrógeno en la serie de actividad. En segundo lugar, la reacción con metales nunca libera hidrógeno, sino que produce una sal del ácido correspondiente, agua y los productos de reducción de nitrógeno o azufre, respectivamente.
3. Interacción con bases/hidróxidos anfóteros:
ácido + base = sal + agua.
4. Interacción con amoniaco:
ácido + amoniaco = sal de amonio
5. Interacción con sales (sujeta a la formación de gas o sedimento):
ácido + sal = sal + ácido.
Los ácidos polibásicos son capaces de formar no solo sales intermedias, sino también ácidas.
El ácido silícico insoluble no cambia el color de los indicadores (un ácido muy débil), pero es capaz de reaccionar con soluciones alcalinas con un ligero calentamiento:
1. Interacción del ácido silícico con una solución alcalina:
ácido silícico + álcali = sal + agua.
2. Descomposición (durante almacenamiento o calentamiento a largo plazo)
ácido silícico = óxido de silicio (IV) + agua.

Propiedades químicas de los hidróxidos anfóteros.

Los hidróxidos anfóteros son capaces de formar dos series de sales, ya que al reaccionar con álcalis exhiben las propiedades de un ácido, y al reaccionar con ácidos exhiben las propiedades de una base.
Consideremos las propiedades químicas de los hidróxidos anfóteros:
1. Interacción con álcalis:
hidróxido anfótero + álcali = sal (+ agua).
2. Interacción con ácidos:
hidróxido anfótero + ácido = sal + agua.

Óxidos Se denominan sustancias complejas cuyas moléculas incluyen átomos de oxígeno en estado de oxidación - 2 y algún otro elemento.

se puede obtener mediante la interacción directa del oxígeno con otro elemento, o indirectamente (por ejemplo, durante la descomposición de sales, bases, ácidos). En condiciones normales, los óxidos se presentan en estado sólido, líquido y gaseoso; este tipo de compuestos son muy comunes en la naturaleza. Los óxidos se encuentran en la corteza terrestre. El óxido, la arena, el agua y el dióxido de carbono son óxidos.

Pueden formar sal o no formar sal.

Óxidos formadores de sales- Son óxidos que forman sales como resultado de reacciones químicas. Se trata de óxidos de metales y no metales que, al interactuar con el agua, forman los ácidos correspondientes y, al interactuar con las bases, las correspondientes sales ácidas y normales. Por ejemplo, El óxido de cobre (CuO) es un óxido formador de sales, porque, por ejemplo, cuando reacciona con el ácido clorhídrico (HCl), se forma una sal:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Como resultado de reacciones químicas se pueden obtener otras sales:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Óxidos que no forman sales Son óxidos que no forman sales. Los ejemplos incluyen CO, N 2 O, NO.

Los óxidos formadores de sales, a su vez, son de 3 tipos: básicos (de la palabra « base » ), ácido y anfótero.

Óxidos básicos Se denominan óxidos metálicos a los que corresponden a hidróxidos pertenecientes a la clase de las bases. Los óxidos básicos incluyen, por ejemplo, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO, etc.

Propiedades químicas de los óxidos básicos.

1. Los óxidos básicos solubles en agua reaccionan con el agua para formar bases:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Reaccionar con óxidos ácidos, formando las sales correspondientes.

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Reaccionar con ácidos para formar sal y agua:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reaccionar con óxidos anfóteros:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Si la composición de los óxidos contiene un no metal o un metal que exhibe la valencia más alta (generalmente de IV a VII) como segundo elemento, entonces dichos óxidos serán ácidos. Los óxidos ácidos (anhídridos de ácido) son aquellos óxidos que corresponden a los hidróxidos pertenecientes a la clase de los ácidos. Estos son, por ejemplo, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7, etc. Los óxidos ácidos se disuelven en agua y álcalis, formando sal y agua.

Propiedades químicas de los óxidos ácidos.

1. Reaccionar con agua para formar un ácido:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Pero no todos los óxidos ácidos reaccionan directamente con el agua (SiO 2, etc.).

2. Reaccionar con óxidos de base para formar una sal:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Reaccionar con álcalis, formando sal y agua:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

Parte óxido anfótero Incluye un elemento que tiene propiedades anfóteras. La anfotericidad se refiere a la capacidad de los compuestos de exhibir propiedades ácidas y básicas según las condiciones. Por ejemplo, el óxido de zinc ZnO puede ser una base o un ácido (Zn(OH)2 y H2ZnO2). La anfotericidad se expresa en el hecho de que, dependiendo de las condiciones, los óxidos anfóteros presentan propiedades básicas o ácidas.

Propiedades químicas de los óxidos anfóteros.

1. Reaccionar con ácidos para formar sal y agua:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reaccionar con álcalis sólidos (durante la fusión), formando como resultado de la reacción sal: zincato de sodio y agua:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Cuando el óxido de zinc interactúa con una solución alcalina (el mismo NaOH), se produce otra reacción:

ZnO + 2 NaOH + H 2 O => Na 2.

El número de coordinación es una característica que determina el número de partículas cercanas: átomos o iones en una molécula o cristal. Cada metal anfótero tiene su propio número de coordinación. Para Be y Zn es 4; Para y Al es 4 o 6; Para y Cr es 6 o (muy raramente) 4;

Los óxidos anfóteros suelen ser insolubles en agua y no reaccionan con ella.

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Los óxidos son compuestos binarios que contienen oxígeno.
Los óxidos metálicos son sólidos.
Los hidróxidos son sustancias complejas que corresponden a óxidos si se les unen uno o más grupos hidróxido.

1.Metal + oxígeno = óxido o peróxido.
2.Metal + agua = hidrógeno + álcali (si la base es soluble en agua)

o = hidrógeno + base (si la base no es soluble en agua)

La reacción ocurre sólo si

el metal está en la serie de actividad hasta el hidrógeno.

Base - una sustancia compleja en la que cada átomo de metal está asociado con uno o más grupos hidroxo.

Óxidos e hidróxidos metálicos

en estados de oxidación +1 Y +2 espectáculo propiedades básicas ,

en estados de oxidación +3, +4, +5 espectáculo anfótero ,
en estados de oxidación +6, +7 espectáculo ácido .

Complete la tabla:

metales de los principales subgrupos I - III grupos

Preguntas comparativas

I grupo

Fórmula general del óxido.

II grupo

2. Propiedades físicas.

III grupo

Carácter de los óxidos

Interacción:

a) con agua

b) con ácidos

c) con óxidos ácidos

d) con óxidos anfóteros

d) con álcalis

5. Fórmula de hidróxido.

6. Propiedades físicas

Naturaleza de los hidróxidos

Interacción:

a) acción sobre los indicadores

b) con ácidos

c) con óxidos ácidos

d) con soluciones salinas

e) con no metales

e) con álcalis

h) actitud ante la calefacción

Las propiedades de los óxidos e hidróxidos en el período cambian de básicas a anfóteras y a ácidas, porque aumenta el estado de oxidación positivo de los elementos.

N / A 2 oh , magnesio +2 oh , Alabama 2 oh 3

anfótero básico

N / A +1 oh norte , magnesio +2 (Oh norte ) 2 , Al +3 (Oh norte ) 3

álcali Débil Anfótero

hidróxido base

En los principales subgrupos, las propiedades básicas de los óxidos e hidróxidos aumentan de arriba a abajo. .

Compuestos metálicos I un grupo

Óxidos de metales alcalinos

Formula general Bueno 2 ACERCA DE

Propiedades físicas: Sustancias sólidas, cristalinas, muy solubles en agua.

Li 2 O, Na 2 O - incoloro, K 2 O, Rb 2 O - amarillo, Cs 2 O - naranja.

Métodos de obtención:

La oxidación del metal produce sólo óxido de litio.

4 Li + O 2 → 2 Li 2 O

(en otros casos se obtienen peróxidos o superóxidos).

Todos los óxidos (excepto Li 2 O) se obtienen calentando una mezcla de peróxido (o superóxido) con un exceso de metal:

Na2O2 + 2Na → 2Na2O

KO 2 + 3K → 2K 2O

Propiedades químicas

Óxidos básicos típicos:

Reacciona con agua formando álcalis: Na 2 O + H 2 O →

2. Reaccionar con ácidos formando sal y agua: Na 2 O + H Cl →

3. Interactuar con óxidos ácidos, formando sales: Na 2 O + SO 3 →

4. Interactuar con óxidos anfóteros formando sales: Na 2 O + ZnO → Na 2 ZnO 2

Hidróxidos de metales alcalinos

Formula general - MeOH

Propiedades físicas: Sustancias cristalinas blancas, higroscópicas, muy solubles en agua (con liberación de calor). Las soluciones son jabonosas al tacto y muy cáusticas.

NaOH – hidróxido de sodio

KOH – potasio cáustico

Bases fuertes: álcalis. Las principales propiedades se potencian en el siguiente orden:

LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH

Métodos de obtención:

1. Electrólisis de soluciones de cloruro:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

2. Reacciones de intercambio entre sal y base:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO 3  + 2KOH

3. Interacción de metales o sus óxidos básicos (o peróxidos y superóxidos) con agua:

2Li + 2H2O → 2LiOH + H2

Li2O + H2O → 2LiOH

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

Propiedades químicas

1. Cambiar el color de los indicadores:

Tornasol - azul

Fenolftaleína – a frambuesa

Naranja de metilo - a amarillo

2. Interactuar con todos los ácidos.

NaOH + HCl → NaCl + H2O

3. Interactuar con óxidos ácidos.

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Interactuar con soluciones salinas si se forma gas o sedimento.

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

5. Interactuar con algunos no metales (azufre, silicio, fósforo)

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

6. Interactuar con óxidos e hidróxidos anfóteros.

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

2 NaOH + Zn (OH) 2 → Na 2 [Zn (OH) 4]

7. Cuando se calientan, no se descomponen, excepto el LiOH.

II grupos

Óxidos metálicos II un grupo

Formula general Yo

Propiedades físicas: Sustancias sólidas, cristalinas de color blanco, poco solubles en agua.

Métodos de obtención:

Oxidación de metales (excepto Ba, que forma peróxido)

2Ca + O 2 → 2CaO

2) Descomposición térmica de nitratos o carbonatos.

CaCO 3 → CaO + CO 2

2Mg(NO 3) 2 → 2MgO + 4NO 2 + O 2

Propiedades químicas

BeO - óxido anfótero

Óxidos de Mg, Ca, Sr, Ba – óxidos básicos

Interactúan con el agua (excepto BeO), formando álcalis (Mg (OH) 2 - base débil):

CaO + H2O →

2. Reaccionar con ácidos formando sal y agua: CaO + H Cl →

3. Interactuar con óxidos ácidos, formando sales: CaO + SO 3 →

4. BeO interactúa con álcalis: BeO + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 [Be (OH) 4]

Hidróxidos metálicos II un grupo

Formula general - Yo(OH) 2

Propiedades físicas: Las sustancias cristalinas blancas son menos solubles en agua que los hidróxidos de metales alcalinos. Be(OH) 2 – insoluble en agua.

Las principales propiedades se potencian en el siguiente orden:

ser(OH) 2 → magnesio (ÉL) 2 → California (ÉL) 2 → Sr. (ÉL) 2 → B a (ÉL) 2

Métodos de obtención:

Reacciones de metales alcalinotérreos o sus óxidos con agua:

Ba + 2 H 2 O → Ba (OH) 2 + H 2

CaO (cal viva) + H 2 O → Ca (OH) 2 (cal apagada)

Propiedades químicas

Be(OH) 2 – hidróxido anfótero

Mg (OH) 2 – base débil

Ca(OH) 2, Sr (OH) 2, Ba(OH) 2 - bases fuertes - álcalis.

Cambiar el color de los indicadores:

Tornasol - azul

Fenolftaleína – a frambuesa

Naranja de metilo - a amarillo

2. Reaccionar con ácidos, formando sal y agua:

Be(OH) 2 + H 2 SO 4 →

3. Interactuar con óxidos ácidos:

Ca(OH) 2 + ASI 3 →

4. Interactuar con soluciones salinas si se forma gas o sedimento:

Ba(OH) 2 + K 2 SO 4 →

El hidróxido de berilio reacciona con los álcalis:

Be(OH) 2 + 2 NaOH → Na 2 [Be(OH) 4 ]

Cuando se calientan, se descomponen: Ca(OH) 2 →

Compuestos de metales del subgrupo principal. III grupos

Conexiones de aluminio

Óxido de aluminio

Alabama 2 oh 3

oh = Alabama – oh – Alabama = oh

Propiedades físicas: Alúmina, corindón, coloreados: rubí (rojo), zafiro (azul).

Sustancia refractaria sólida (t° pl. = 2050 ° C); Existe en varias modificaciones cristalinas.

Métodos de obtención:

Combustión de polvo de aluminio: 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3

Descomposición del hidróxido de aluminio: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O

Propiedades químicas

Al2O3- anfótero óxido con propiedades básicas predominantes; no reacciona con el agua.

Como óxido básico: Al 2 O 3 + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O

Como óxido ácido: Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O → 2 Na [Al (OH) 4 ]

2) Aleados con álcalis o carbonatos de metales alcalinos:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaAlO 2 (aluminato de sodio) + CO 2

Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O

Hidróxido de aluminio Alabama ( OH ) 3

Propiedades físicas: sustancia cristalina blanca,

insoluble en agua.

Métodos de obtención:

1) Precipitación de soluciones salinas con álcalis o hidróxido de amonio:

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 (gelatinado blanco)

2) Acidificación débil de soluciones de aluminato:

Na + CO 2 → Al(OH) 3 + NaHCO 3

Propiedades químicas

Alabama ( OH ) 3 - A hidróxido anfótero :

1) Reacciona con ácidos y soluciones alcalinas:

Como base Al (OH) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O

Como ácido Al (OH) 3 + NaOH → Na [Al (OH) 4 ]

(tetrahidroxialuminato de sodio)

Cuando se calienta, se descompone: 2 Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O

Complete la tabla: Características comparativas de óxidos e hidróxidos.

metales de los principales subgrupos I - III grupos

Preguntas comparativas

I grupo

Fórmula general del óxido.

II grupo

Estado de oxidación de Me en el óxido.

2. Propiedades físicas.

III grupo

3. Propiedades químicas (comparar).

4. Métodos de producción de óxidos.

Carácter de los óxidos

Interacción:

a) con agua

b) con ácidos

c) con óxidos ácidos

d) con óxidos anfóteros

d) con álcalis

5. Fórmula de hidróxido.

Estado de oxidación de Me en hidróxido.

6. Propiedades físicas

7. Propiedades químicas (comparar).

Naturaleza de los hidróxidos

8. Métodos de producción de hidróxidos.

Interacción:

a) acción sobre los indicadores

b) con ácidos

c) con óxidos ácidos

d) con soluciones salinas

e) con no metales

e) con álcalis

g) con óxidos e hidróxidos anfóteros

h) actitud ante la calefacción

COSAS

_________________________________

simple complejo

____/______ ______________/___________

metales no metales óxidos hidróxidos sales

K, Ba S, P P 2 O 5 H 2 SO 4 Cu (NO 3) 2

Na 2 O Ba (OH) 2 Na 2 CO 3

Consideremos la clasificación, las propiedades químicas y los métodos para obtener sustancias complejas.

OXIDOS

El ÓXIDO es una sustancia compleja que consta de dos elementos, uno de los cuales es el oxígeno, que se encuentra en el estado de oxidación -2.

Las excepciones son:

1) compuestos de oxígeno y flúor - fluoruros: por ejemplo, fluoruro de oxígeno OF 2 (estado de oxidación del oxígeno en este compuesto +2)

2) peróxidos (compuestos de algunos elementos con oxígeno en los que existe un enlace entre átomos de oxígeno), por ejemplo:

peróxido de hidrógeno H 2 O 2 peróxido de potasio K 2 O 2

Ejemplos de óxidos: óxido de calcio - CaO, óxido de bario - BaO. Si un elemento forma varios óxidos, entonces la valencia del elemento se indica en sus nombres entre paréntesis, por ejemplo: óxido de azufre (IV) - SO 2, óxido de azufre (VI) - SO 3.

Todos los óxidos se pueden dividir en dos grandes grupos: formadores de sal (formadores de sal) y no formadores de sal.

Las sustancias formadoras de sales se dividen en tres grupos: básicas, anfóteras y ácidas.

O OXIDOS

_________________/__________________

formadores de sal no formadores de sal

CO, N2O, NO

↓ ↓ ↓

ácido anfótero básico

(ellos (corresponden a

corresponden, ácidos)

jardines)

CaO, Li 2 O ZnO, BeO, PbO P 2 O 5, Mn 2 O 7

Cr2O3, Al2O3

Los no metales forman óxidos ácidos, por ejemplo: óxido de nitrógeno (V) - N 2 O 5, monóxido de carbono (IV) - CO 2. Los metales con una valencia inferior a tres, por regla general, forman óxidos básicos, por ejemplo: óxido de sodio - Na 2 O, óxido de magnesio - MgO; y con una valencia de más de cuatro - óxidos ácidos, por ejemplo, óxido de manganeso (VII) - Mn 2 O 7, óxido de tungsteno (VI) - WO 3.

Consideremos las propiedades químicas de los óxidos ácidos y básicos.

PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ÓXIDOS

ÁCIDO BÁSICO

Interacción con el agua

El producto de la reacción es:

ácido base

(si, en la composición del óxido P 2 O 5 + 3H 2 O à 2H 3 PO 4

incluye metal activo, SiO 2 +H 2 O ≠

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ba, Ca)

CaO + H 2 O à Ca (OH) 2

2. Interacción entre sí, formando sales. CuO + SO 3 a CuSO 4

3. Interacción con hidróxidos:

Con ácidos solubles, con bases solubles.

Como resultado de la reacción, se forman sal y agua.

CuO + H 2 SO 4 àCuSO 4 + H 2 O CO 2 +Ca(OH) 2 àCaCO 3 + H 2 O

Óxidos menos volátiles

Reemplaza a los más volátiles

de sus sales:

K 2 CO 3 + SiO 2 a K 2 SiO 3 + CO 2

Los óxidos anfóteros incluyen: óxidos metálicos con una valencia de tres, por ejemplo: óxido de aluminio - Al 2 O 3, óxido de cromo (III) - Cr 2 O 3, óxido de hierro (III) - Fe 2 O 3, así como algunos excepciones , en las que el metal es divalente, por ejemplo: óxido de berilio BeO, óxido de zinc ZnO, óxido de plomo (II) - PbO. .

Los óxidos anfóteros tienen una naturaleza dual: son simultáneamente capaces de realizar reacciones en las que entran como óxidos básicos y ácidos.

Probemos la naturaleza anfótera del óxido de aluminio. Presentemos las ecuaciones para las reacciones de interacción con ácido clorhídrico y álcali (en solución acuosa y cuando se calienta). Cuando interactúan el óxido de aluminio y el ácido clorhídrico, se forma una sal: el cloruro de aluminio. En este caso, el óxido de aluminio actúa como óxido principal.

Al 2 O 3 + 6HCl à2AlCl 3 + 3H 2 O

como principal

En una solución acuosa, se forma una sal compleja:

tetrahidroxialuminato de sodio:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 Oà 2Na tetrahidroxoaluminato de sodio

como ácido

Cuando se fusionan con álcalis, se forman metaaluminatos.

Imaginemos la molécula de hidróxido de aluminio Al(OH) 3 en forma de ácido, es decir En primer lugar escribimos todos los átomos de hidrógeno, en segundo lugar el residuo ácido:

H 3 AlO 3 - ácido de aluminio

Para metales trivalentes, reste 1 H 2 O de la fórmula ácida, obteniendo ácido metaaluminico:

- H2O

HAlO 2 - ácido metaaluminoso

fusión

Al 2 O 3 +2 NaOHà 2NaAlO 2 + H 2 O metaaluminato de sodio

como ácido

MÉTODOS DE OBTENCIÓN DE ÓXIDOS:

1. Interacción de sustancias simples con oxígeno:

4Al + 3O 2 a 2Al 2 O 3

2. Combustión o tostación de sustancias complejas:

CH 4 + 2O 2 a CO 2 + 2H 2 O

2ZnS + 3O 2 a 2SO 2 + 2ZnO

3. Descomposición al calentar hidróxidos insolubles:

Cu(OH) 2 a CuO + H 2 O H 2 SiO 3 a SiO 2 + H 2 O

4. Descomposición al calentar medio y sales ácidas:

CaCO 3 a CaO + CO 2

2КHCO 3 àK 2 CO 3 + CO 2 +H 2 O

4AgNO 3 à4Ag + 4NO 2 + O 2

HIDRÓXIDOS

Los hidróxidos se dividen en tres grupos: bases, ácidos e hidróxidos anfóteros (que muestran propiedades tanto de bases como de ácidos).

BASE es una sustancia compleja que consta de átomos metálicos y uno o más grupos hidroxilo.

(- ÉL).

Por ejemplo: hidróxido de sodio - NaOH, hidróxido de bario Ba(OH) 2. El número de grupos hidroxilo en la molécula base es igual a la valencia del metal.

El ÁCIDO es una sustancia compleja que consta de átomos de hidrógeno que pueden ser reemplazados por átomos de metal y un residuo ácido.

Por ejemplo: ácido sulfúrico - H 2 SO 4, ácido fosfórico - H 3 PO 4.

La valencia del residuo ácido está determinada por el número de átomos de hidrógeno. En los compuestos químicos, se conserva la valencia del residuo ácido (ver Tabla 1).

TABLA 1 FÓRMULAS DE ALGUNOS ÁCIDOS Y

RESIDUOS DE ÁCIDO

nombre ácido	Fórmula	Residuo ácido	Valencia del residuo ácido	Nombre de la sal formada por este ácido.
Fluorescente	frecuencia cardíaca	F	I	fluoruro
Solyanaya	HCl	CL	I	cloruro
bromhídrico	HBr	hermano	I	bromuro
yodhídrico	HOLA	I	I	yoduro
Nitrógeno	HNO3	NUMERO 3	I	nitrato
Nitrogenado	HNO2	número 2	I	nitrito
Vinagre	CH3COOH	CH 3 COO	I	acetato
Sulfúrico	H2SO4	Entonces 4	II	sulfato
Sulfúrico	H2SO3	Entonces 3	II	sulfito
Sulfuro de hidrógeno	H2S	S	II	sulfuro
Carbón	H2CO3	CO3	II	carbonato
Pedernal	H2SiO3	SiO3	II	silicato
Fósforo	H3PO4	PO 4	III	fosfato

Según su solubilidad en agua, los hidróxidos se dividen en dos grupos: solubles (por ejemplo, KOH, H 2 SO 4) e insolubles (H 2 SiO 3, Cu(OH) 2). Las bases que se disuelven en agua se llaman álcalis.

Óxidos - Son sustancias complejas formadas por algún elemento y oxígeno en estado de oxidación. -2.

Por ejemplo: K2O, CaO, Fe2O3, CO2, P2O5, SO3, Cl2O7, OsO4. Los óxidos están formados por todos los elementos químicos excepto He, Ne, Ar. El enlace químico entre el oxígeno y otro elemento puede ser iónico o covalente. Según sus propiedades químicas, los óxidos se dividen en formadores de sales y no formadores de sales. Estos últimos incluyen, por ejemplo, N2O, NO, NO2, SiO, SO.

Los óxidos formadores de sales se dividen en básicos, ácidos y anfóteros.

Óxidos básicos. Los óxidos cuyos hidratos son bases se denominan óxidos básicos. Por ejemplo, Na2O, CuO son óxidos básicos, ya que les corresponden las bases NaOH, Cu(OH)2. Como regla general, los óxidos principales pueden ser óxidos metálicos con un estado de oxidación de +1, +2. El enlace químico aquí es iónico.

Los óxidos de metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) y alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba, Ra), al interactuar con el agua, dan bases. Por ejemplo:

K2O + H2O = 2KOH

BaO + H2O = Ba(OH)2

Los óxidos básicos restantes prácticamente no interactúan con el agua. Los óxidos básicos reaccionan con los ácidos para producir sal y agua:

Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H2O

Fe2O3 + 6H + = 2Fe 3 + + 3H2O

Los óxidos básicos reaccionan con los óxidos ácidos para dar sales:

FeO + SiO 2 = FeSiO 3 (t)

ÓXIDOS ÁCIDOS. Los óxidos cuyos hidratos son ácidos se denominan ácidos. Los óxidos ácidos incluyen óxidos de no metales y metales con un estado de oxidación de +4, +5, +6, +7. Por ejemplo, N 2 O 3, P 2 O 5 , СrО 3 , Mn 2 O 7, CO 2, V 2 O 5, SO 3, Cl 2 O 7 - óxidos ácidos, ya que los ácidos HNO 2, H 3 PO 4, H 2 CrO 4, HMnO 4, etc. corresponden a los ácidos (el enlace químico aquí es covalente e iónico). La mayoría de los óxidos ácidos reaccionan con el agua y forman ácidos. Por ejemplo:

SO3 + H2O = H2SO4

Мn2O7+ H2O = 2HMnO4

SiO2 + H2O ≠

Los óxidos ácidos reaccionan con bases (álcalis) y dan sal y agua:

N2O5 + Ca(OH)2 = Ca(NO3)2 + H2O

N 2 O 5 + 2OH‾ = 2NO 3 ‾ + H 2 O

Óxidos anfóteros. Los óxidos metálicos con un estado de oxidación de +3, +4 y, a veces, +2, que, según el entorno, presentan propiedades básicas o ácidas, es decir, reaccionan con ácidos y bases, se denominan anfóteros. Corresponden a hidratos, ácidos y bases. Por ejemplo:

Zn(OH)2 ← ZnO → H2ZnO2

H2O Al(OH)3 ← Al2O3 → H3AlO3 → HalO2

Los óxidos anfóteros reaccionan con ácidos y bases:

Al2Oz + 3H2SO4 = Al2 (SO4)z + 3H2O

Al2Oz + 6H + = 2Al 3+ + 3H2O

Al2Oz + 2NaOH + 3H2O = 2Na

Al2Oz + 2OH‾ + 3H2O = 2[Al(OH)4]‾

Cuando Al2O3 se fusiona con álcalis, se forman metaaluminatos:

fusión de Al2Oz + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

metaaluminato de sodio

Аl2Оз + 2ОН‾ = 2Аl O2‾ + H2O

Los óxidos anfóteros no se combinan directamente con el agua.