Разложение солей амфотерных соединений

Можно выделить несколько случаев разложения солей амфотерных соединений.

1. Действие избытка сильной кислоты приводит к образованию средних солей и воды:

Na[Al(OH)₄] + 4HCl →NaCl +AlCl₃ + H₂O

2. Действие недостатка сильной кислоты. В этом случае образуется средняя соль активного металла, амфотерный гидроксид и вода:

Na[Al(OH)₄] + HCl→ NaCl+Al(OH)₃ + H₂O

3. При действии слабой кислоты образуется кислая соль активного металла, гидроксид и вода:

Na[Al(OH)₄] + H₂S →NaHS + Al(OH)₃ + H₂O

4. При действии сернистого или углекислого газов образуется кислая соль активного металла и амфотерный гидроксид:

Na[Al(OH)₄] + CO₂→ NaHCO₃ + Al(OH)₃

5. При действии солей сильных кислот и Fe³⁺, Al³⁺, Cr³⁺образуется средняя соль активного металла и основание(я):

3Na[Al(OH)₄] + FeCl₃→ 3Al(OH)₃ + Fe(OH)₃ + 3NaCl

 

Основные характеристики и частные химические свойства амфотерных оксидов

Оксид алюминия – белый, тугоплавкий, термически устойчивый оксид. В прокаленном виде химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. В реакции вступает только с концентрированными растворами и при спекании.

Al₂O₃ + 2NaOH_{(гор., к.)} + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Al(OH)₆]

Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O (900-1000 C)

Al₂O₃+MgO→ (MgAl₂)O₄(1600 C)

Al2O3 +BeO→ (BeAl₂)O₄(хризоберилл)

Оксид цинка – белый (иногда желтоватый). Термически устойчивый, но при сильном нагревании может возгоняться и разлагаться. Плавится только в атмосфере кислорода, при повышенном давлении. Не реагирует с водой и не восстанавливается водородом.

ZnO + 2NaOH_(60%) + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] (90 C)

ZnO + NaOH_(40%) + H₂O→ Na[Zn(OH)₃] (100 C)

ZnO + 4NaOH + H₂O → Na₄[Zn(OH)₆]

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O (500-600 C)

ZnO + 4NH₄OH → [Zn(NH₃)₄](OH)₂ + 3H₂O

Оксид бериллия – белый, тугоплавкий, летучий в токе кислорода. В прокаленном виде малореакционноспособный. Адсорбирует воду из воздуха. Реагирует с концентрированными растворами кислот и щелочей, кислотными и основными оксидами. Восстанавливается углеродом и магнием.

BeO + 2LiOH + H₂O → Li₂[Be(OH)₄]

BeO + 4LiOH + H₂O → Li₄[Be(OH)₆]

BeO + 2NaOH_{(гор., к.)}→Na₂BeO₂ + H₂O (250-300 C)

BeO + 2Na₂O → Na₄BeO₃ (500 C)

BeO + Al2O3 → (BeAl₂)O₄(хризоберилл)

Оксид железа (III) – красно-коричневый или темно-коричневый. Термически устойчивый. Не реагирует с водой, раствором аммиака. Реагирует с растворами кислот и щелочей. Восстанавливается водородом, угарным газом, железом.

Fe₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Fe(OH)₄]

Fe₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Fe(OH)₆]

Fe₂O₃ + 2NaOH_(к) → 2NaFeO_{2(красный)}+H₂O (600 C)

Fe₂O₃ + 5Na₂O→2Na₅FeO4 (медленно, 450-500 С)

2Fe₂O₃ + 8Na₂O + O₂→ 4Na₄FeO₄(450 C)

Fe₂O₃+ ZnO→ (ZnFe₂)O₄

Оксид олова (II) – темно-синий. Разлагается при нагревании, при продолжительном нагревании продукты разложения снова образуют оксид. Не реагирует с водой, раствором аммиака, разбавленными щелочами. Реагирует с кислотами и концентрированными щелочами. Окисляется на воздухе при нагревании.

SnO + 2NaOH → Na₂SnO₂ + H₂O (400 C)

SnO + BaO→ (BaSn)O₂(1000 C)

Оксид олова (IV) – белый. Плавится и кипит без разложения. В твердом виде существует в виде кристаллогидрата – SnO2•nH₂O. Соединения Sn(OH)₄и H₂SnO₃ не выделены. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Реагирует с концентрированными кислотами и щелочами. Восстанавливается углеродом, водородом и оловом.

SnO₂ + 2NaOH_(к) + H₂O → Na₂[Sn(OH)₆] (60-70 C)

SnO₂ + 2NaOH → NaSnO₃ + H₂O (350-400 C)

SnO₂ + 2K₂O → K₄SnO₄ (500 C)

Оксид свинца (II) – красный или желтый. Термически устойчивый. Плохо реагирует с водой и раствором аммиака. Реагирует с кислотами и щелочами. Окисляется кислородом. Восстанавливается водородом и угарным газом.

PbO + H₂O_(гор.) + 2NaOH_(к)→ Na₂[Pb(OH)₄]

PbO + 2NaOH → (Na₂Pb)O₂ + H₂O (400 C)

PbO + 3H₂O+ 2NaOH →Na₂[Pb(OH)₆] + H_2(kat) (электролиз)

Оксидсвинца (IV) – темно-коричневый. Прислабомнагреванииразлагаетсябезплавления. Не реагирует с водой. Из раствора осаждается в виде различных кристаллогидратов. Не реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, раствором аммиака. Разлагается концентрированными кислотами и медленно щелочами при нагревании. Сильный окислитель в кислой и щелочной средах.

PBO₂ + 2NaOH_(к) + 2H₂O → Na₂[Pb(OH)₆] (100 C)

2PbO₂ + 4KO₂→2K₂PbO_3(желт.) + 3O₂ (400-500 C)

3PbO₂ + 2Na₃[Cr(OH)₆] + 4NaOH → 3Na₂[Pb(OH)₄] + 2Na₂CrO₄ + 2H₂O

Оксид хрома (III) – темно-зеленый, тугоплавкий. Термический устойчивый. Не реагирует с водой. Химически пассивный. Не реагирует с кислотами, разбавленными щелочами и раствором аммиака. При высокой температуре реагирует с щелочами и дисульфатом калия. В жестких условиях реагирует с сильными окислителями.

Cr₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Cr(OH)₄]

Cr₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Cr(OH)₆]

Cr₂O₃ + 2LiOH → 2LiCrO₂ + H2O

Cr₂O₃ + KClO₃ + 2K₂CO₃→ 2K₂CrO₄ + KCl + 2CO₂ (500-700 C)

Cr₂O₃ + 3NaNO₃ + 2Na₂CO₃→ 2Na₂CrO₄ + 3NaNO₂ + 2CO₂ (400-600 C)