Из металла оксид металла

Обновлено: 05.10.2024

Металлургия — это наука о промышленных способах получения металлов. Различают черную и цветную металлургию.

Черная металлургия — это производство железа и его сплавов (сталь, чугун и др.).

Цветная металлургия — производство остальных металлов и их сплавов.

Широкое применение находят сплавы металлов. Наиболее распространенные сплавы железа — чугун и сталь.

Чугун — это сплав железа, в котором содержится 2-4 масс. % углерода, а также кремний, марганец и небольшие количества серы и фосфора.

Сталь — это сплав железа, в котором содержится 0,3-2 масс. % углерода и небольшие примеси других элементов.

Легированные стали — это сплавы железа с хромом, никелем, марганцем, кобальтом, ванадием, титаном и другими металлами. Добавление металлов придает стали дополнительные свойства. Так, добавление хрома придает сплаву прочность, а добавление никеля придает стали пластичность.

Основные стадии металлургических процессов:

1. Обогащение природной руды (очистка, удаление примесей)
2. Получение металла или его сплава.
3. Механическая обработка металла

1. Нахождение металлов в природе

Большинство металлов встречаются в природе в виде соединений. Наиболее распространенный металл в земной коре — алюминий. Затем железо, кальций, натрий и другие металлы.

2. Получение активных металлов

Активные металлы (щелочные и щелочноземельные) классическими «химическими» методами получить из соединений нельзя. Такие металлы в виде ионов — очень слабые окислители, а в простом виде — очень сильные восстановители, поэтому их очень сложно восстановить из катионов в простые вещества. Чем активнее металл, тем сложнее его получить в чистом виде — ведь он стремится прореагировать с другими веществами.

Получить такие металлы можно, как правило, электролизом расплавов солей, либо вытеснением из солей другими металлами в жестких условиях.

Натрий в промышленности получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl = 2Na + Cl₂

Калий получают пропусканием паров натрия через расплав хлорида калия при 800°С:

KCl + Na = K↑ + NaCl

Литий можно получить электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl = 2Cs + CaCl₂

Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:

Барий получают из оксида восстановлением алюминием в вакууме при 1200 °C:

4BaO+ 2Al = 3Ba + Ba(AlO₂)₂

Алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия Al₂O₃ в криолите Na₃AlF₆:

3. Получение малоактивных и неактивных металлов

Металлы малоактивные и неактивные восстанавливают из оксидов углем, оксидом углерода (II) СО или более активным металлом. Сульфиды металлов сначала обжигают.

3.1. Обжиг сульфидов

При обжиге сульфидов металлов образуются оксиды:

2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂

Металлы получают дальнейшим восстановлением оксидов.

3.2. Восстановление металлов углем

Чистые металлы можно получить восстановлением из оксидов углем. При этом до металлов восстанавливаются только оксиды металлов, расположенных в ряду электрохимической активности после алюминия.

Например , железо получают восстановлением из оксида углем:

2Fe₂O₃ + 6C → 2Fe + 6CO

ZnO + C → Zn + CO

Оксиды металлов, расположенных в ряду электрохимической активности до алюминия, реагируют с углем с образованием карбидов металлов:

CaO + 3C → CaC₂ + CO

3.3. Восстановление металлов угарным газом

Оксид углерода (II) реагирует с оксидами металлов, расположенных в ряду электрохимической активности после алюминия.

Например , железо можно получить восстановлением из оксида с помощью угарного газа:

3.4. Восстановление металлов более активными металлами

Более активные металлы вытесняют из оксидов менее активные. Активность металлов можно примерно оценить по электрохимическому ряду металлов:

Восстановление металлов из оксидов другими металлами — распространенный способ получения металлов. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний. А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.

Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.

Например : алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:

3CuO + 2Al = Al₂O₃ + 3Cu

Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.

CuO + Mg = Cu + MgO

Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:

При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.

Активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

Например , при добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO₃) произойдет химическая реакция:

2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

Медь покроется белыми кристаллами серебра.

При добавлении железа (Fe) в раствор соли меди (CuSO₄) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:

3.5. Восстановление металлов из оксидов водородом

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Как правило, взаимодействие оксидов металлов с водородом протекает в жестких условиях – под давлением или при нагревании.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

4. Производство чугуна

Чугун получают из железной руды в доменных печах.

Печь последовательно загружают сверху шихтой, флюсами, коксом, затем снова рудой, коксом и т.д.

1- загрузочное устройство, 2 — колошник, 3 — шахта, 4 — распар, 5 — горн, 6 — регенератор

Доменная печь имеет форму двух усеченных конусов, соединенных основаниями. Верхняя часть доменной печи — колошник, средняя — шахта, а нижняя часть — распар.

В нижней части печи находится горн. Внизу горна скапливается чугун и шлак и отверстия, через которые чугун и шлак покидают горн: чугун через нижнее, а шлак через верхнее.

Наверху печи расположено автоматическое загрузочное устройство. Оно состоит из двух воронок, соединенных друг с другом. Руда и кокс сначала поступают в верхнюю воронку, а затем в нижнюю.

Из нижней воронки руда и кокс поступают в печь. во время загрузки руды и кокса печь остается закрытой, поэтому газы не попадают в атмосферу, а попадают в регенераторы. В регенераторах печной газ сгорает.

Шихта — это железная руда, смешанная с флюсами.

Снизу в печь вдувают нагретый воздух, обогащенный кислородом, кокс сгорает:

Образующийся углекислый газ поднимается вверх и окисляет кокс до оксида углерода (II):

CO₂ + С = 2CO

Оксид углерода (II) (угарный газ) — это основной восстановитель железа из оксидов в данных процессах. Последовательность восстановления железа из оксида железа (III):

Последовательность восстановления оксида железа (III):

FeO + CO → Fe + CO₂

Суммарное уравнение протекающих процессов:

При этом протекает также частичное восстановление примесей оксидов других элементов (кремния, марганца и др.). Эти вещества растворяются в жидком железе.

Чтобы удалить из железной руды тугоплавкие примеси (оксид кремния (IV) и др.). Для их удаления используют флюсы и плавни (как правило, известняк CaCO₃ или доломит CaCO₃·MgCO₃). Флюсы разлагаются при нагревании:

и образуют с тугоплавкими примесями легкоплавкие вещества (шлаки), которые легко можно удалить из реакционной смеси:

Свойства, номенклатура, применение и примеры оксидов металлов

оксиды металлов это неорганические соединения, образованные металлическими катионами и кислородом. Они обычно содержат огромное количество ионных твердых веществ, в которых оксид аниона (O 2- ) электростатически взаимодействует с видами М + .

M + это любой катион, полученный из чистого металла: от щелочных и переходных металлов, за исключением некоторых благородных металлов (таких как золото, платина и палладий), до более тяжелых элементов блока p периодической таблицы ( как свинец и висмут).

Верхнее изображение показывает железную поверхность, покрытую красноватыми корками. Эти «корочки» - это то, что известно как ржавчина или ржавчина, которые, в свою очередь, представляют собой визуальный тест на окисление металла в зависимости от условий его окружающей среды. Химически ржавчина представляет собой гидратированную смесь оксидов железа (III).

Почему окисление металла приводит к деградации его поверхности? Это связано с включением кислорода в кристаллическую структуру металла.

Когда это происходит, объем металла увеличивается, а исходные взаимодействия ослабевают, что приводит к разрушению твердого тела. Кроме того, эти трещины позволяют большему количеству молекул кислорода проникать во внутренние металлические слои, поглощая весь кусок изнутри..

Однако этот процесс происходит на разных скоростях и зависит от природы металла (его реакционной способности) и физических условий, которые его окружают. Следовательно, существуют факторы, которые ускоряют или замедляют окисление металла; два из них - наличие влаги и pH.

Почему? Поскольку окисление металла с образованием оксида металла подразумевает перенос электрона. Они "путешествуют" от одного химического вида к другому, пока среда способствует этому, либо присутствием ионов (H + , не доступно + , мг 2+ , Cl - , и т. д.), которые изменяют рН, или молекулами воды, которые обеспечивают транспортные средства.

Аналитически тенденция металла образовывать соответствующий оксид отражается в его восстановительных потенциалах, которые показывают, какой металл реагирует быстрее по сравнению с другим.

Золото, например, имеет гораздо больший восстановительный потенциал, чем железо, поэтому оно сияет своим характерным золотым свечением без оксида, который его размывает..

• 1 Свойства неметаллических оксидов
  • 1.1 Основность
  • 1.2 Амфотеризм
  • 2.1 Традиционная номенклатура
  • 2.2 Систематическая номенклатура
  • 2.3 Товарная номенклатура
  • 2.4 Расчет числа валентностей
  • 3.1 Прямая реакция металла с кислородом
  • 3.2 Реакция солей металлов с кислородом
  • 5.1 Оксиды железа
  • 5.2 Щелочные и щелочноземельные оксиды
  • 5.3 Группа IIIA оксидов (13)

  Свойства неметаллических оксидов

  
  

  Свойства оксидов металлов варьируются в зависимости от металла и того, как он взаимодействует с анионом О 2- . Это влечет за собой то, что некоторые оксиды имеют более высокую плотность или растворимость в воде, чем другие. Однако все они имеют общий металлический характер, что неизбежно отражается на его основности..

  Другими словами: они также известны как основные ангидриды или основные оксиды.

  основность

  Основность оксидов металлов может быть проверена экспериментально с использованием кислотно-основного индикатора. Как? Добавление небольшого куска оксида в водный раствор с небольшим количеством растворенного индикатора; это может быть сжиженный сок фиолетовой капусты.

  Имея диапазон цветов в зависимости от pH, оксид превратит сок в голубоватый цвет, соответствующий базовому pH (со значениями от 8 до 10). Это потому, что растворенная часть оксида высвобождает ионы ОН - к окружающей среде, будучи в эксперименте ответственными за изменение pH.

  Таким образом, для оксида МО, который растворяется в воде, он превращается в гидроксид металла («гидратированный оксид») в соответствии со следующими химическими уравнениями:

  Второе уравнение представляет собой баланс растворимости гидроксида М (ОН)₂. Обратите внимание, что металл имеет заряд 2+, что также означает, что его валентность равна +2. Валентность металла напрямую связана с его тенденцией к получению электронов.

  амфотерность

  Оксиды металлов являются основными, однако не все имеют одинаковый металлический характер. Как узнать? Расположение металла М в периодической таблице. Чем больше он находится слева от него и в более низкие периоды, тем более металлическим он будет и, следовательно, более основным будет его оксид.

  На границе между основными и кислотными оксидами (неметаллическими оксидами) находятся амфотерные оксиды. Здесь слово «амфотерный» означает, что оксид действует и как основание, и как кислота, что так же, как в водном растворе, он может образовывать гидроксид или водный комплекс М (ОН₂)₆ 2+ .

  Водный комплекс - не более чем координация N молекулы воды с металлическим центром М. Для комплекса М (ОН₂)₆ 2+ , металл М 2+ Он окружен шестью молекулами воды и может рассматриваться как гидратированный катион. Многие из этих комплексов проявляют интенсивную окраску, такую ​​как наблюдаемая для меди и кобальта.

  номенклатура

  Как называются оксиды металлов? Есть три способа сделать это: традиционный, систематический и фондовый.

  Традиционная номенклатура

  Чтобы правильно назвать оксид металла в соответствии с правилами, регулируемыми IUPAC, необходимо знать возможные валентности металла М. Самому большому (наиболее положительному) присваивается название металла суффикс -ico, тогда как минор, префикс -oso.

  Пример: с учетом валентностей +2 и +4 металла М его соответствующими оксидами являются МО и МО₂. Если бы М был свинцом, Pb, то PbO был бы оксидным отвесомнести, и PbO₂ оксидная сливаICO. Если металл имеет только одну валентность, он называется его оксидом с суффиксом -ico. Итак, На₂Или это оксид натрия.

  Тем не менее, этот тип номенклатуры представляет определенные трудности и обычно используется наименее.

  Систематическая номенклатура

  Он учитывает количество атомов М и кислорода, составляющих химическую формулу оксида. Из них ему назначены соответствующие префиксы: моно-, ди-, три-, тетра- и т. Д..

  На примере трех недавних оксидов металлов PbO является моноксидом свинца; PbO₂ диоксид свинца; и Na₂Или окись динатрия. Для случая ржавчины, Fe₂О₃, его соответствующее название является триоксидом дигеро.

  Товарная номенклатура

  В отличие от двух других номенклатур, в этом валентность металла имеет большее значение. Валентность указывается римскими цифрами в скобках: (I), (II), (III), (IV) и т. Д. Оксид металла тогда называют оксидом металла (n).

  Применяя номенклатуру запаса для предыдущих примеров, мы имеем:

  -PbO: оксид свинца (II).

  -PbO₂: оксид свинца (IV).

  -не доступно₂О: оксид натрия. Поскольку он имеет уникальную валентность +1, он не указан.

  -Миннесота₂О₇: оксид марганца (VII).

  Расчет числа валентностей

  Но если у вас нет периодической таблицы с валентностями, как вы можете их определить? Для этого мы должны помнить, что анион O 2- он вносит два отрицательных заряда в оксид металла. Следуя принципу нейтральности, эти отрицательные заряды должны быть нейтрализованы положительными зарядами металла..

  Поэтому, если число атомов кислорода известно по химической формуле, валентность металла может быть определена алгебраически, так что сумма зарядов дает ноль.

  Mn₂О₇ имеет семь атомов кислорода, то его отрицательные заряды равны 7х (-2) = -14. Чтобы нейтрализовать отрицательный заряд -14, марганец должен обеспечить +14 (14-14 = 0). Положить математическое уравнение тогда:

  2 происходит из-за того, что есть два атома марганца. Решаем и очищаем Х, валентность металла:

  Как они образовались?

  Влажность и рН напрямую влияют на окисление металлов в их соответствующих оксидах. Наличие СО₂, Оксид кислоты может быть достаточно растворен в воде, которая покрывает металлическую часть, чтобы ускорить введение кислорода в анионной форме в кристаллическую структуру металла..

  Эту реакцию также можно ускорить с повышением температуры, особенно когда желательно получить оксид за короткое время..

  Прямая реакция металла с кислородом

  Оксиды металлов образуются как продукт реакции между металлом и окружающим кислородом. Это может быть представлено с помощью химического уравнения ниже:

  Эта реакция медленная, так как кислород имеет сильную двойную связь O = O и электронный перенос между ним и металлом неэффективен.

  Тем не менее, он значительно ускоряется с увеличением температуры и площади поверхности. Это связано с тем, что энергия, необходимая для разрыва двойной связи O = O, обеспечивается, и, поскольку существует большая площадь, кислород равномерно движется по всему металлу, одновременно сталкиваясь с атомами металла..

  Чем больше количество реагента кислорода, тем больше валентность или степень окисления, возникающая для металла. Почему? Поскольку кислород захватывает все больше электронов из металла, пока он не достигнет максимальной степени окисления.

  Это можно увидеть, например, для меди. Когда кусок металлической меди реагирует с ограниченным количеством кислорода, образуется медь₂O (оксид меди (I), оксид меди или двуокись диоксида):

  4Cu (s) + O₂(г) + Q (тепло) => 2Cu₂O (s) (красное твердое вещество)

  Но когда он реагирует в эквивалентных количествах, получается CuO (оксид меди (II), оксид меди или оксид меди):

  2Cu (s) + O₂(г) + Q (нагрев) => 2CuO (s) (сплошной черный цвет)

  Реакция солей металлов с кислородом

  Оксиды металлов могут образовываться в результате термического разложения. Чтобы это было возможно, одна или две маленькие молекулы должны быть освобождены от исходного соединения (соли или гидроксида):

  Обратите внимание, что H₂O, CO₂, НЕТ₂ и O₂ высвобождаются ли молекулы.
  

  приложений

  Из-за богатого состава металлов в земной коре и кислорода в атмосфере оксиды металлов обнаруживаются во многих минералогических источниках, из которых можно получить твердую основу для производства новых материалов..

  Каждый оксид металла находит очень специфическое применение: от пищевых (ZnO и MgO) до цементных добавок (CaO) или просто в виде неорганических пигментов (Cr).₂О₃).

  Некоторые оксиды настолько плотны, что контролируемый рост их слоев может защитить сплав или металл от дальнейшего окисления. Даже исследования показали, что окисление защитного слоя происходит так, как если бы это была жидкость, покрывающая все трещины или поверхностные дефекты металла..

  Оксиды металлов могут принимать захватывающие структуры в виде наночастиц или крупных полимерных агрегатов..

  Этот факт делает их предметом исследований для синтеза интеллектуальных материалов из-за его большой площади поверхности, которая используется для разработки устройств, которые реагируют на наименьший физический стимул.

  Аналогично, оксиды металлов являются сырьем для многих технологических применений, от зеркал и керамики с уникальными свойствами для электронного оборудования до солнечных батарей..

  примеров

  Оксиды железа

  2Fe (s) + O₂(г) => 2FeO (s) оксид железа (II).

  6FeO (s) + O₂(г) => 2Fe₃О₄(s) Магнитный оксид железа.

  Вера₃О₄, также известный как магнетит, это смешанный оксид; Это означает, что он состоит из твердой смеси FeO и Fe₂О₃.

  Щелочные и щелочноземельные оксиды

  Как щелочные, так и щелочноземельные металлы имеют одну степень окисления, поэтому их оксиды являются более «простыми»:

  -не доступно₂O: оксид натрия.

  -CaO: оксид кальция.

  -MgO: оксид магния.

  -BeO: оксид бериллия (амфотерный оксид)

  Группа IIIA оксиды (13)

  Элементы группы IIIA (13) могут образовывать оксиды только с степени окисления +3. Таким образом, они имеют химическую формулу М₂О₃ и его оксиды следующие:

  Оксиды

  
  

  Знакомство с оксидами обычно начинается на уроках химии в 8 классе. Из этой статьи вы узнаете, что такое оксиды в химии, их классификацию и свойства, а также способы получения.

  О чем эта статья:

  Определение оксидов

  Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов (т. е. бинарные соединения), один из которых — кислород в степени окисления −2.

  Общая формула оксидов: ЭxOy, где Э – химический элемент, а x и y — индексы, определяемые степенью окисления химических элементов.

  Виды оксидов

  Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

  Несолеобразующие оксиды — это оксиды, которые не взаимодействуют с кислотами и щелочами, то есть не способны образовать соли.

  К несолеобразующим оксидам относят: CO, SiO, N₂O, NO.

  Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами с образованием солей.

  Солеобразующие оксиды делятся на три группы:

  Основные оксиды — это оксиды, образованные металлами со степенью окисления +1 или +2.

  Примеры основных оксидов: Na +1 ₂O, Ca +2 O, Ba +2 O.

  Амфотерные оксиды — оксиды, образованные металлами со степенью окисления +3 или +4.

  К амфотерным оксидам относят также: ZnO, BeO, PbO, SnO.

  Несмотря на то, что эти металлы проявляют степень окисления +2 в данных соединениях, их оксиды проявляют амфотерные свойства.

  Примеры амфотерных оксидов: Al +3 ₂O₃, Fe2 +3 O₃.

  Кислотные оксиды — оксиды, образованные металлами с валентностью V и более или неметаллами с любой валентностью (за исключением несолеобразующих оксидов, то есть CO, SiO, N₂O, NO).

  Если один и тот же химический элемент образовывает несколько оксидов, то с увеличением степени окисления основные свойства оксидов ослабевают и усиливаются кислотные.

  CrO (оксид хрома (II)) — проявляет основные свойства;

  Cr₂O3 (оксид хрома (III)) — проявляет амфотерные свойства;

  CrO₃ (оксид хрома (VI)) — проявляет кислотные свойства.

  Закрепим знания о типах оксидов, изучив схему:

  
  

  Номенклатура оксидов

  Названия оксидов строятся по систематической номенклатуре следующим образом:

  Пишем слово «оксид».

  Указываем название второго химического элемента в родительном падеже.

  Если этот элемент имеет переменную валентность, то указываем валентность элемента в этом соединении в скобках римской цифрой.

  
  

  Примеры названий оксидов:

  Fe₂O₃ — оксид железа (III). Читается: феррум два о три.

  Na₂O — оксид натрия. Читается: натрия два о.

  SO₃ — оксид серы (VI). Читается: эс о три.

  До появления систематической номенклатуры вещества называли по присущим им специфическим свойства (цвету, запаху и т. д.). Такой способ названия веществ — тривиальная номенклатура. Некоторые названия используются и сейчас.

  Названия некоторых оксидов: таблица

  Химическая формула оксида

  Бытовое (тривиальное название)

  Возможное научное название

  Химические свойства основных оксидов

  1. Взаимодействие с водой

  С водой способны реагировать оксиды тех металлов, которым соответствуют растворимые гидроксиды. То есть с водой реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

  Основный оксид + вода = основание

  Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании.

  2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами

  Основные оксиды, соответствующие щелочам, взаимодействуют со всеми кислотными оксидами и кислотами. Оксиды неактивных металлов взаимодействуют только с кислотными оксидами, соответствующими сильным кислотам, или с сильными кислотами.

  Основный оксид + кислотный оксид = соль

  Основный оксид + кислота = соль + вода

  3. Взаимодействие с амфотерными оксидами

  В эту реакцию могут вступать только основные оксиды щелочных или щелочноземельных металлов. При сплавлении двух оксидов образуется соль.

  Основный оксид + амфотерный оксид = соль

  Как составлять такие соли: металл в этой соли берем из основного оксида, а кислотный остаток из амфотерного оксида (они проявляют более кислотные свойства).

  Химические свойства кислотных оксидов

  Кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот. За исключением SiO₂, которому соответствует нерастворимая кремниевая кислота.

  Кислотный оксид + вода = кислота

  2. Взаимодействие с основными оксидами и щелочами

  Кислотные оксиды сильных кислот способны взаимодействовать с любыми основными оксидами или основаниями.

  Кислотный оксид + основный оксид = соль

  Кислотный оксид + основание = соль + вода

  Кислотные оксиды, соответствующие слабым кислотам (такие как CO₂, SO₂), способны взаимодействовать с основными оксидами, соответствующим щелочам, а также с щелочами.

  3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами

  С амфотерными оксидами в реакцию вступают кислотные оксиды — как правило, сильных кислот.

  Кислотный оксид + амфотерный оксид = соль

  Кислотный оксид + амфотерный оксид = соль + вода

  Химические свойства амфотерных оксидов

  Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой — даже при нагревании!

  Амфотерный оксид + вода ≠

  2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотой

  Амфотерные оксиды взаимодействуют только с сильными и средними кислотами и их оксидами.

  Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

  Амфотерный оксид + кислота = соль + вода

  3. Взаимодействие с основными оксидами

  Амфотерные оксиды взаимодействуют только с теми оксидами, которые соответствуют щелочам. Реакция протекает только в расплаве, так как в растворе такие оксиды взаимодействуют преимущественно с водой с образованием щелочей.

  Амфотерный оксид + основный оксид (расплав) = соль

  4. Взаимодействие со щелочами

  Продукты взаимодействия амфотерных оксидов со щелочами зависят от условий проведения реакции. В растворе образуются комплексные соли, а при сплавлении – средние соли.

  Амфотерный оксид + щелочь (раствор) + вода = комплексная соль

  Амфотерный оксид + щелочь (расплав) = средняя соль + вода

  Получение оксидов

  1. Окисление металлов

  Почти все металлы окисляются кислородом до устойчивых степеней окисления.

  Металлы с переменной степенью окисления, как правило, образуют соединения в степени окисления +3:

  При взаимодействии щелочных металлов (элемента IA группы) образуются пероксиды Me₂O₂ или надпероксиды MeO₂, где Ме — щелочной металл.

  2. Окисление простых веществ — неметаллов

  При окислении неметаллов в избытке кислорода, как правило, образуются высшие оксиды (это оксиды, в которых неметалл проявляют высшую степень окисления):

  При недостаточном количестве кислорода образуются оксиды неметаллов в промежуточной степени окисления:

  Существуют и исключения. Например, сера окисляется лишь до оксида серы (IV) даже в избытке кислорода:

  Или азот, который взаимодействует с кислородом только при температуре 2 000̊С или под действием электрического разряда с образованием оксида азота (II):

  Галогены (элементы VIIA группы) вовсе не взаимодействуют с кислородом, так же как и инертные газы (элементы VIIIA группы).

  3. Разложение гидроксидов

  Некоторые кислоты и гидроксиды неустойчивы и самопроизвольно разлагаются по схеме:

  Гидроксид (кислота) = оксид + вода

  Оксиды тяжелых металлов (нерастворимые гидроксиды) и кремниевая кислота разлагаются при нагревании по той же самой схеме.

  
  

  
  

  4. Окисление сложных веществ

  Сложные бинарные (состоящие из двух химических элементов) соединения окисляются с образованием двух оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

  Также оксиды получают разложением солей, например, карбонатов, нитратов сульфатов и т. д.

  Мы узнали, какие вещества в химии называют оксидами, какие бывают оксиды, а также разобрали свойства каждого вида. Осталось подкрепить теорию практикой — а сделать это можно на курсах по химии в онлайн-школе Skysmart!

  Химические свойства металлов

  
  

  Свойства металлов начинают изучать на уроках химии в 8–9 классе. В этом материале мы подробно разберем химические свойства этой группы элементов, а в конце статьи вы найдете удобную таблицу-шпаргалку для запоминания.

  8 класс, 9 класс, ЕГЭ/ОГЭ

  Металлы — это химические элементы, атомы которых способны отдавать электроны с внешнего энергетического уровня, превращаясь в положительные ионы (катионы) и проявляя восстановительные свойства.

  В окислительно-восстановительных реакциях металлы способны только отдавать электроны, являясь сильными восстановителями. В роли окислителей выступают простые вещества — неметаллы (кислород, фосфор) и сложные вещества (кислоты, соли и т. д.).

  Металлы в природе встречаются в виде простых веществ и соединений. Активность металла в химических реакциях определяют, используя электрохимический ряд, который предложил русский ученый Н. Н. Бекетов. По химической активности выделяют три группы металлов.

  Ряд активности металлов

  Металлы средней активности

  Общие химические свойства металлов

  Взаимодействие с неметаллами

  Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность:

  оксид образует только литий

  натрий образует пероксид

  калий, рубидий и цезий — надпероксид

  Остальные металлы с кислородом образуют оксиды:

  2Zn + O₂ = 2ZnO (при нагревании)

  Металлы, которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо:

  С галогенами металлы образуют галогениды:

  Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире):

  При взаимодействии с водородом образуются гидриды:

  Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании):

  Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании):

  Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании).

  Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий:

  Калий, рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом:

  С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития:

  Взаимодействие с водой

  Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом:

  Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида.

  Неактивные металлы с водой не взаимодействуют.

  Взаимодействие с кислотами

  Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль.

  2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂

  При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно.

  
  

  
  

  Металлы IА группы:

  Металлы IIА группы

  Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна.

  Взаимодействие с солями

  Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее:

  Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

  На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой.

  Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде.

  Взаимодействие с аммиаком

  Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия:

  Взаимодействие с органическими веществами

  Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

  Также они могут вступать в реакции с галогеналканами, галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами.

  Взаимодействие металлов с оксидами

  Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов.

  3Са + Cr₂O₃ = 3СаО + 2Cr (кальциетермия)

  Вопросы для самоконтроля

  С чем реагируют неактивные металлы?

  С чем связаны восстановительные свойства металлов?

  Верно ли утверждение, что щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой, образуя щелочи?

  Методом электронного баланса расставьте коэффициенты в уравнении реакции по схеме:

  Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + Н2O

  Как металлы реагируют с кислотами?

  Подведем итоги

  От активности металлов зависит их химические свойства. Простые вещества — металлы в окислительно-восстановительных реакциях являются восстановителями. По положению металла в электрохимическом ряду можно судить о том, насколько активно он способен вступать в химические реакции (т. е. насколько сильно у металла проявляются восстановительные свойства).

  Напоследок поделимся таблицей, которая поможет запомнить, с чем реагируют металлы, и подготовиться к контрольной работе по химии.

  Таблица «Химические свойства металлов»

  Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb

  Cu, Hg, Ag, Pt, Au

  Восстановительная способность металлов в свободном состоянии

  Возрастает справа налево

  Взаимодействие металлов с кислородом

  Быстро окисляются при обычной температуре

  Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании

  Взаимодействие с водой

  Выделяется водород и образуется гидроксид

  При нагревании выделяется водород и образуются оксиды

  Водород из воды не вытесняют

  Взаимодействие с кислотами

  Вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме HNO₃)

  Не вытесняют водород из разбавленных кислот

  Реагируют с концентрированными азотной и серной кислотами

  С кислотами не реагируют, растворяются в царской водке

  Взаимодействие с солями

  Не могут вытеснять металлы из солей

  Более активные металлы (кроме щелочных и щелочноземельных) вытесняют менее активные из их солей

  Взаимодействие с оксидами

  Для металлов (при высокой температуре) характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов

  Оксиды: классификация, получение и химические свойства

  Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород со степенью окисления -2. При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

  В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).

  Двойные оксиды — это некоторые оксиды , образованные элементом с разными степенями окисления.

  Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

  Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.

  Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.

  Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N₂O и SiO.

  Классификация оксидов

  
  

  Общие способы получения оксидов:

  1. Взаимодействие простых веществ с кислородом :

  1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.

  Например , алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

  Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.

  Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na₂O₂,

  Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно надпероксиды состава MeO₂:

  Примечания : металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):

  Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):

  1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.

  Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.

  Например , фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):

  Но есть некоторые исключения .

  Например , сера сгорает только до оксида серы (IV):

  Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:

  2SO₂ + O₂ = 2SO₃

  Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000 о С), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):

  Не окисляется кислородом фтор F₂ (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl₂, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).

  2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.

  При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

  Например , при сжигании пирита FeS₂ образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV):

  Сероводород горит с образованием оксида серы (IV) при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:

  А вот аммиак горит с образованием простого вещества N₂, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:

  А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):

  3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).

  гидроксид → оксид + вода

  Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):

  2AgOH → Ag₂O + H₂O

  2CuOH → Cu₂O + H₂O

  При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:

  4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей .

  Например , нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:

  Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:

  Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

  Химические свойства оксидов

  Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.

  Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:

  Читайте также:

    
  • Сетка штукатурная металлическая 10х10
    
  • Металлический привкус при радиации
    
  • Металлические лестницы на 6 ступенек
    
  • Таблица цветов каления металла
    
  • Расход кислорода при лазерной резке металла