Оксиды и гидроксиды металлов презентация 11 класс

Обновлено: 08.01.2025

1. Химические свойства основных оксидов и гидроксидов металлов химия 11 класс

2. Цели урока:

• закрепить знания о классификации и
номенклатуре; химических свойствах
основных оксидов и гидроксидов
металлов, научить составлять уравнения
реакций, подтверждающие эти свойства;
закрепить навыки решения расчетных
задач по химическим уравнениям и по
формуле.

3. КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ

• Оксиды
1) несолеобразующие
N2O, NO, CO
2) Солеобразующие
Основные
CaO
соответствуют
Основания
Ca(OH)2
Амфотерные
ZnO
соответствуют
Кислотные
P2O5
соответствуют
кислоты
H3 PO4

4. Кислотные оксиды

• Кислотные оксиды - это оксиды, которые
реагируют со щелочами с образованием соли и
воды, но они не реагируют с кислотами.
• Например, при взаимодействии кислотного оксида –
оксида углерода (IV) с гидроксидом натрия образуются
карбонат натрия и вода:
• CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
• К кислотным оксидам относятся, как правило,
оксиды неметаллов (например, SO2, CO2, P2O5),
и те оксиды металлов, в которых металл
находится в валентности более III (например,
Mn2O7, CrO3).

5. Основные оксиды

6. Физические свойства

8. Амфотерные оксиды

• Эти оксиды проявляют двойные
свойства, т.е свойства и
кислотных, и основных оксидов.
Значит, они способны реагировать
как со щелочами, так и с
кислотами.
• К амфотерным оксидам относятся,
например, оксид алюминия, оксид цинка,
оксид бериллия, оксид хрома(III):
• Al2O3, ZnO, BeO, Cr2O3

9. Несолеобразующие

• безразличные оксиды не
реагируют с образованием
солей ни с кислотами, ни со
щелочами. К такому виду оксидов
относятся, например, оксиды азота N2O
и NO, оксид углерода(II) – СО.

10. Ответь на вопросы

• 1Ряд веществ, являющихся оксидами
А) Na2O, Na2O2, CuO, Cu2S
Б) FeO, Fe2O3, Fe3O4, FeCl2
2Ряд основных оксидов.
.
А) ZnO, BeO, Al2O3, Cr2O3
Б ) CaO, CuO, K2O, MgO
B) CO2, Cu2O, MgO, OF2
Г ) Li2O, SO3, BeO, Cl2O7.
B) CO2, Cu2O, BaO, Al2O3
Г ) CrO3, MnO, FeO, Na2O.
3 Ряд амфотерных оксидов:
А) SO2, SO3, V2O5, CuO
Б ) CaO, K2O, MgO, Li2O
B) ZnO, BeO, Fe2O3, Al2O3
Г) P2O5, Mn2O7, BaO, CO2.

11. Ответь на вопросы

• 4
Ряд кислотных оксидов:
А) Al2O3 , SO3, BeO, Cl2O7
Б) P2O5, Cl2O7, CrO3 , Mn2O7
B) Li2O, SO3, BeO, Cl2O7
Г) SO2, SO3, CuO, Mn2O3.
5 Ряд несолеобразующих оксидов:
А) Li2O, SO3, BeO, Cl2O7.
Б) ZnO, Mn2O7, MnO, Al2O3
В) CO, N2O, NO, SiO
Г) CrO3, MnO, FeO, Na2O.

12. Установите соответствие между формулами оксидов и характером их свойств.

Формулы оксидов
1) P2O5 и SO3
2) ZnO и SO2
3) CO2 и CO
4) СаО и FеО
Характер свойств оксидов
А) кислотный и кислотный
Б) основный и основный
В) амфотерный и кислотный
Г) амфотерный и основный
Д) солеобразующий и несолеобразующий

13. Проверь себя

14. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ (О.О.)

• 1) О.О. + кислота =соль + вода (реакция обмена)
CaO + H2 SO4 → CaSO4 + H2O
• 2) О.О. + кислотный оксид = соль
(реакция соединения)
СaO + SiO2 = CaSiO3
• 3) О.О.(раств) + вода = основание (щелочь)
(реакция соединения)
Na2O + H2O → 2NaOH

15. Химические свойства

• 4. Взаимодействие с амфотерными
оксидами:
СaO + Al2O3 → Сa(AlO2)2
• 5.Многие основные оксиды могут
восстанавливаться до простых
веществ:

16. Химические свойства

• Оксиды благородных
металлов и ртути разлагаются при
нагревании:
• 2Ag2O → 4Ag + O2
• 2HgO = 2Hg + O₂

17. Тренировочные упражнения

• 1. К + O2 = КО2
• 2. K2O + H2O = 2KOH
• 3. 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O
• 1. 4Li + O2 = 2Li2O
• 2. Li2O + H2O = 2LiOH
• 3.LiOH + HCl = LiCl + H2O

19. Определения

• Гидроксиды – это электролиты, в
результате диссоциации их водных
растворов образуется толь один вид
анионов: гидроксид-анион ОН-.

20. Классификация гидроксидов

• ·По растворимости в воде
гидроксиды делятся на:
К растворимым гидроксидам относятся гидроксиды
щелочных и щелочноземельных металлов. Остальные
гидроксиды относятся к нерастворимым.

21. По количеству гидроксогрупп гидроксиды делятся на:

22. Физические свойства

• Гидроксиды щелочных металлов при обычных условиях –
это твердые белые вещества, гигроскопичны и очень
хорошо растворимы в воде. При растворении в воде
гидроксидов щелочных металлов происходит интенсивное
выделение тепла. Поэтому при приготовлении их растворов
нужно быть очень осторожным.
• Гидроксиды щелочноземельных металлов – это также белые
кристаллические вещества, но менее растворимые в воде,
чем гидроксиды щелочных металлов.
• Амфотерные гидроксиды в основном образуются в виде
студенистых гелеобразных осадков при прибавлении
растворов щелочей к растворимым солям соответствующих
металлов.

23. Химические свойства

• 1. Реакция с кислотами. Все гидроксиды
реагируют с кислотами с образованием
соли и воды.
• Реакция сильных гидроксидов с
сильными кислотами
называется реакцией нейтрализации.
• NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
• Mg(OH)2 + 2HCl = MgCl2 + H2O

24. 2. Реакция с кислотными оксидами.

• 3. Реакция с солями. Щелочи реагируют с
растворами солей, если в результате
реакции один из продуктов выпадает в
осадок, поскольку образование
нерастворимых соединений смещает
равновесие вправо и делает её практически
необратимой.
• CuSO4 + 2NaOH = Cu (OH)2↓ +
Na2SO4
• Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4↓ + 2NaOH

26. Химические свойства

• Разложение при нагревании.
Нерастворимые гидроксиды при
нагревании разлагаются на
соответствующий оксид и воду.
Cu (OH) 2
Mn (OH)2
CuO + H2O
MnO + H2O
Этот процесс происходит медленно и без нагревания при хранении оксидов в безводной среде.

27. Зарядка для глаз ( вверх вниз по ступеням, считаем фонари зигзагами)

28. Основные способы получения гидроксидов

• 1. Щелочи можно получить при
взаимодействии соответствующих
металлов с водой.
K + H2O =KOH + H2
Ba + H2O = Ba(OH)2 + H2

29. Получение

• 2. Щелочи можно получить при
взаимодействии оксидов щелочных и
щелочноземельных металлов с водой.
• BaO + H2O = Ba(OH)2
• 3. Электролиз растворов солей металлов
I-A и II-A группы.
• 2NaCl + 2H2O = 2NaOH + Cl2↑+ H2↑

30. Получение

• 4. Нерастворимые и амфотерные гидроксиды
получают в основном обменными реакциями
солей соответствующего металла со щелочью.
• NaOH + Fe(NO3)3 = NaNO3 +
Fe(OH)3↓
• Некоторые сложности наблюдаются
при получении амфотерных
гидроксидов,
• NaOH + Al(NO3)3 = NaNO3 +
Al(OH)3↓

31. Получение

• 5. Нерастворимые гидроксиды
можно получить при
необратимом гидролизе
некоторых солей.
• 2Al(NO3)3 + 3Na2S +6H2O →
2Al(OH)3↓+ 3H2S↑ + 6NaNO3

Лекция №11 для подготовки к ЕГЭ для 11(профильного) класса по теме "Основания. Щёлочи. Амфотерные гидроксиды"
презентация к уроку по химии (11 класс) по теме

Лекция для подготовки к ЕГЭ для 11 (профильного) класса. Основания, классификация оснований.

Вложение	Размер
osnovania_lekzia11_ege.zip	91.78 КБ

Подтяните оценки и знания с репетитором Учи.ру

За лето ребенок растерял знания и нахватал плохих оценок? Не беда! Опытные педагоги помогут вспомнить забытое и лучше понять школьную программу. Переходите на сайт и записывайтесь на бесплатный вводный урок с репетитором.

Вводный урок бесплатно, онлайн, 30 минут

Подписи к слайдам:

1. Свойства щелочей – растворимых оснований.

Взаимодействие с кислотами
– реакция нейтрализации

С кислотными оксидами.
В зависимости от соотношения щелочи и оксида получаются средние и кислые соли
SiO
2
(
тв
.)+ 2NaOH
→
t Na
2
SiO
3
+ +H
2
O
2NaOH
(
избыток
) + CO
2
= Na
2
CO
3
+ H
2
O
NaOH
+ CO
2
(
избыток
) = Na
Н
CO
3

– это гидроксиды, которые могут в зависимости от условий проявлять как кислотные, так и основные свойства (двойственный характер).
+2:
Be(OH)
2
, Zn(OH)
2
,
Sn
(OH)
2
,
Pb
(OH)
2
+3:
Al
(
OH
)
3
,
Cr
(
OH
)
3
,
[
Fe
(
OH
)
3
–слабо амфотерный, не образует гидроксокомплексов, реагирует со щелочами только в сплаве!]
Автор:
Калитина Тамара Михайловна
Место работы:

МБОУ СОШ №2 с.Александров-Гай Саратовской области
Должность:
учитель
химии
Дополнительные сведения:
сайт

План
Основания. Щелочи.
Получение оснований.
Свойства оснований растворимых и нерастворимых.
Амфотерные гидроксиды. Получение. Свойства.

Получение оснований:
3) Электролиз растворов хлоридов и бромидов щелочных металлов.
2KCl + 2H
2
O
=

↓
+ 2NaOH
Исходные вещества должны быть
растворимы!В
продуктах должен быть осадок!
5) Взаимодействие солей тяжелых металлов со щелочами.
С
uCl
2
+ 2
KOH
=
С
u
(
OH
)
2

+ 2
KCl
Получение
нерастворимых
гидроксидов.
Способ получения
Примеры реакций
Примечания

2. Свойства нерастворимых оснований.

Взаимодействие
с
сильными
кислотами
– реакция нейтрализации.
Fe(OH)
2
+2HCl =FeCl
2
+
2H
2
O
2
)

Реакция с кислотными оксидами
(только очень сильных кислот –
SO
3
,
N
2
O
5
,
Cl
2
O
7
)

Основания.
Щелочи.
Амфотерные гидроксиды.
Лекция №11
Подготовка к ЕГЭ
Свойства амфотерных гидроксидов
Свойства
Примеры реакций
3) Реагируют с
расплавами
щелочей – образуя соли.
Al(OH)
3
+ KOH
→
t KAlO
2
+ 2H
2
O

(
или
K
3
AlO
3
)
Zn(OH)
2
+2KOH
→
t K
2
ZnO
2
+ 2H
2
O


Получение оснований:
Способ получения
Примеры реакций
Примечания
1) Реакция активных металлов с водой
(только если образуется растворимый гидроксид!)
2Na + 2H
2
O =
2NaOH
+ H
2
С водой реагируют металлы
IA
подгруппы,
Са
,
Sr
,
Ba
2) Взаимодействие основных оксидов с водой
(только если образуется растворимый гидроксид!)
ВаО
+ Н
2
О =
Ва
(ОН)
2
С водой реагируют оксиды металлов
IA
подгруппы,
Са
,
Sr
,
Ba
.
СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ:

1. Свойства щелочей – растворимых оснований.
6) Реакция с
амфотерными
металлами
2NaOH + Zn +2H
2
O = Na
2
[Zn(OH)
4
] + H
2
(кроме
Fe
и
Cr
)
7) Взаимодействие с неметаллами
(кроме
N
2
,
C
,
O
2
, инертных газов)
:
2F
2
+ 4NaOH = O
2
+ 4NaF + 2H
2
O
Si + 2KOH + H
2
O = K
2
SiO
3
+ 2H
2
3S + 6NaOH = 2Na
2
S + Na
2
SO
3
+ 3H
2
O–
реакция
диспропорционирования
(S,P,Cl
2
,Br
2
,I
2
).
8) Щелочи (кроме
LiOH
) при нагревании
не разлагаются.

2LiOH –(t)

Li
2
O + H
2
O
Щелочи
Щелочи – растворимые основания
, в водном растворе создают
щелочную среду
за

счёт
иона ОН
-
, который образуется при их

ДИССОЦИАЦИИ:
KOH

K
+
+
OH
-
Нерастворимые основания в водном растворе щелочную среду не создают!

Свойства амфотерных гидроксидов

Свойства
Примеры реакций
Примечания
1) Реагируют с кислотами, образуются соли.
Zn(OH)
2
+ 2HCl =
ZnCl
2

(III)
калия
в растворе образуются
гидроксокомплексы
, кроме железа!

СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ:
1. Свойства щелочей – растворимых оснований.

3KOH + Cr(OH)
3
= K
3
[Cr(OH)
6
]
Основания
Основания
– сложные вещества, содержащие в своем составе
гидроксид-ионы
или при взаимодействии с водой образующие эти ионы в качестве анионов.
СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ:

1. Свойства щелочей – растворимых оснований.
3)Реакция с растворами средних солей.
2NaOH + FeSO
4
= Fe(OH)
2
↓
+ Na
2
SO
4
2KOH + (NH
4
)
2
SO
4
= K
2
SO
4
+ 2NH
3

+ 2H
2
O
Исходные вещества должны быть растворимы, в продуктах - газ или осадок.
3*)
Соль
амфотерного
металла со щелочью
.
AlCl
3
+ 3
KOH
(недостаток) =
Al
(
OH
)
3
↓
+ 3
KCl
AlCl
3
+ 4
KOH
(избыток) = 3
KCl
+
K
[
Al
(
OH
)
4
]
В зависимости от количества щелочи может образовывать гидроксид или
гидроксокомплекс
.

Получение амфотерных гидроксидов

1) Реакции растворов солей со щелочью
в недостатке
:

(
SO
3
2-
,S
2-
)
3) Выделение из
гидроксокомплекса
под действием слабых кислот или их оксидов:

Лекция №10 для подготовки к ЕГЭ для 11 (профильного) класса по теме " Оксиды, получение и свойства"
презентация к уроку (химия, 11 класс) на тему

Материал для подготовке к ЕГЭ для 11 (профильного) класса. Классификация, свойства и получение оксидов.

Вложение	Размер
oksidi_lekzia10ege.zip	83.74 КБ

Свойства
кислотных
оксидов

(при нагревании)
N
2
O
5
+
ZnO
= Zn(NO
3
)
2
Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать
сильному
гидроксиду
.
3) Реакция
с водой.
Образуют
-
ся
КИСЛОТЫ.
N
2
O
3
+
H
2
O
= 2
HNO
2

2
SO
3
Низшие оксиды окисляются до высших.
Автор:
Калитина Тамара Михайловна
Место работы
:

МБОУ СОШ №2 с.Александров-Гай Саратовской области
Должность:
учитель химии, биологии, экологии.
Дополнительные сведения:
сайт

План
Получение
оксидов.
Получение оксидов.
Свойства оксидов.
Кислотные оксиды

Li
2
O + H
2
O = 2LiOH
BaO
+ H
2
O =
Ba
(OH)
2
(только 8 оксидов:
IA
группа,
СаО
,
SrO
,
ВаО
)
Оксид реагирует с водой,
только если в результате образуется растворимый
гидроксид (щелочь).
3) Реакция
с кислотными и
амфотерными
оксидами
BaO + CO
2
= BaCO
3
,
FeO + SO
3
= FeSO
4
,
CuO + N
2
O
5
= Cu(NO
3
)
2
СаО
+ SO
2
= CaSO
3
Один из реагирующих оксидов
(основный или кислотный) должен соответствовать сильному
гидроксиду
.

4) Восстановление оксида
до металла или до низшего оксида
:
MnO
+
C
=
Mn
+
CO
(при нагревании),
FeO
+
H
2
=
Fe
+
H
2
O

(при нагревании).
Fe
2
O
3
+ CO = FeO + CO
2
В качестве восстановителей
используют: СО, С, водород, алюминий, магний.
С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.
5) Окисление кислородом.
4
FeO
+
O
2
= 2
Fe
2
O
3
Если металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.

СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ

C
войства
Примеры реакций
Примечания
1) Реагируют с кислотами, так же, как
основные
оксиды – образуются соли.
ZnO
+ 2HCl = ZnCl
2
+ H
2
O
Al
2
O
3
+ 6HNO
3
= 2Al(NO
3
)
3
+3H
2
O
Только с сильными кислотами
2)
Взаимодействуют с
растворами
щелочей
– образуются растворы гидроксокомплексов.
Al
2
O
3
+ 2KOH +3H
2
O = 2K[Al(OH)
4
]
или
K
3
[Al(OH)
6
]
ZnO
+2NaOH +H
2
O=Na
2
[Zn(OH)
4
]
3)
Реагируют с
расплавами
щелочей
– образуя соли, при этом проявляют свойства
кислотных
оксидов.
Al
2
O
3
+ 2
KOH
→

4) При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.
Al
2
O
3
+ Na
2
CO
3

Основные оксиды
–
оксиды
, которым соответствуют основания. Это оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2,
кроме
амфотерных
(
ZnO
,
BeO
,
SnO
,
PbO
)

Вещества
, образуемые катионами
амфотерных
металлов в щелочной среде:

метаалюминат
натрия и
Na
3
AlO
3
ортоалюминат
натрия
*) железо не образует устойчивых
гидроксокомплексов
,
амфотерно
только в расплаве, образуя
NaFeO
2

Получение
оксидов:
Способы получения.
Примеры.
Ограничения и примечания
1. Окисление простых веществ:
а) металлов: 2
Ca
+
O
2

и
Fe
3
O
4
,
из
N
2
– NO)
С кислородом не реагируют галогены, инертные газы,
Au
,
Pt
. Азот реагирует в жестких условиях (2000°C).
2. Окисление сложных веществ:
а) водородных соединений:
2Н
2
S
+ 3
O
2

2
H
2
O
+ 2
SO
2
б) сульфидов, карбидов, фосфидов (бинарных соединений):
2
ZnS +
3
O
2


2
ZnO +
2
SO
2
Каждый элемент сложного вещества окисляется в соответствии со своими свойствами.
3. Разложение гидроксидов и солей:
а) гидроксидов (оснований и кислот):2
Al
(
OH
)
3
→

CaO
+
CO
2
Гидроксиды и карбонаты щелочных металлов (
Na
,
K
,
Rb
,
Cs
) не разлагаются.
4. Окисление кислородом или озоном
а) кислородом:
2СО + О
2


NO
2
+ O
2
Возможна, если элемент имеет несколько оксидов (сера, фосфор, углерод, азот, железо).
Амфотерные оксиды
Амфотерные оксиды
–
оксиды
, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. 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.

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Конспект урока химии в 9 классе по теме "Водород.Получение и свойства""

Конспект урока химии в 9 классе по теме" Водород.Получение.Нахождение в природе. Свойства" с использованием ЦОР.

Лекция №11 для подготовки к ЕГЭ для 11(профильного) класса по теме "Основания. Щёлочи. Амфотерные гидроксиды"

Лекция №12 для подготовки к ЕГЭ для 11 (профильного) класса по теме" Кислоты, их получение, свойства"

Лекция для подготовки к ЕГЭ для 11 (профильного) класса. Классификация кислот, их получения и свойства.

Лекция №13 для подготовки к ЕГЭ для 11(профильного) класса по теме "Получение солей"

Лекция для подготовке к ЕГЭ для 11 (профильного) класса. Получение солей.

Лекция №14 для подготовки к ЕГЭ, 11 (профильный) класс по теме "Свойства солей"

Лекция для подготовки к ЕГЭ для 11 (профильного) класса. Свойства солей.

Урок химии в 8 классе по теме: Оксиды, классификация, химические свойства.

урок химии в 8 классе по теме: Оксиды, классификация, химические свойства.

Поурочная разработка урока 8 класс по теме "Оксиды. Номенклатура. Классификация. Физические свойства."

Тема урока: Оксиды.Номенклатура. Классификация. Физические свойства. Цели: образовательные: – формирование представлений об оксидах; .

Оксиды и гидроксиды металлов. 11 класс

Оксиды и гидроксиды металлов

презентация к уроку по теме "Оксиды и гидроксиды металлов". Урок-обобщение. Сравниваются свойства металлов 1,2,3 групп главных подгрупп и их кислородных соединений.

Просмотр содержимого документа
«Оксиды и гидроксиды металлов»

или = водород + основание (если основание не растворимо в воде)

Реакция протекает только в том случае, если

металл находится в ряду активности до водорода.

Основание – сложное вещество, в котором каждый атом металла связан с одной или несколькими гидроксогруппами.

в степенях окисления +1 и +2 проявляют основные свойства ,

Заполнить таблицу: Сравнительная характеристика оксидов и гидроксидов

металлов главных подгрупп I - III групп

Вопросы для сравнения

I группа

II группа

Степень окисления Ме в оксиде.

2. Физические свойства.

III группа

3. Химические свойства (сравнить).

4. Способы получения оксидов.

Взаимодействие:

б) с кислотами

в) с кислотными оксидами

г) с амфотерными оксидами

д) со щелочами

5. Формула гидроксида.

Степень окисления Ме в гидроксиде.

6. Физические свойства

7. Химические свойства (сравнить).

8. Способы получения гидроксидов.

а) действие на индикаторы

г) с растворами солей

д) с неметаллами

е) со щелочами

ж) с амфотерными оксидами и гидроксидами

з) отношение к нагреванию

Свойства оксидов и гидроксидов в периоде изменяются от основных через амфотерные к кислотным, т.к. увеличивается положительная степень окисления элементов.

Na 2 O , Mg +2 O , Al 2 O 3

основные амфотерный

Na +1 O Н , Mg +2 (O Н ) 2 , Al +3 (O Н ) 3

щелочь Слабое Амфотерный

основание гидроксид

В главных подгруппах основные свойства оксидов и гидроксидов возрастают сверху вниз .

Соединения металлов I А группы

Оксиды щелочных металлов

Общая формула Ме 2 О

Физические свойства: Твердые, кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Li 2 O , Na 2 O – бесцветные, К 2 О, Rb 2 O – желтые, Cs 2 О – оранжевый.

Способы получения:

Окислением металла получается только оксид лития

4 Li + O 2 → 2 Li 2 O

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li 2 O ) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

Химические свойства

Типичные основные оксиды:

Взаимодействуют с водой, образуя щелочи: Na 2 О + H 2 O →

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: Na 2 О + Н Cl →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли: Na 2 О + SO 3 →

4. Взаимодействуют с амфотерными оксидами, образуя соли: Na 2 О + ZnO → Na 2 ZnO 2

Гидроксиды щелочных металлов

Общая формула – МеОН

Физические свойства: Белые кристаллические вещества, гигроскопичны, хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). Растворы мылкие на ощупь, очень едкие.

NaOH – едкий натр

КОН – едкое кали

Сильные основания - Щелочи. Основные свойства усиливаются в ряду:

LiOH → NaOH → KOH → RbOH → CsOH

1. Электролиз растворов хлоридов:

2NaCl + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 + Cl 2

2. Обменные реакции между солью и основанием:

K 2 CO 3 + Ca(OH) 2 → CaCO 3  + 2KOH

3. Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

2 Li + 2 H 2 O → 2 LiOH + H 2

Li 2 O + H 2 O → 2 LiOH

Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2

1. Изменяют цвет индикаторов:

Лакмус – на синий

Фенолфталеин – на малиновый

Метил-оранж – на желтый

2. Взаимодействуют со всеми кислотами.

NaOH + HCl → NaCl + H 2 O

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами.

2NaOH + SO 3 → Na 2 SO 4 + H 2 O

4. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок.

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

5. Взаимодействуют с некоторыми неметаллами (серой, кремнием, фосфором)

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

6. Взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами

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

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

7. При нагревании не разлагаются, кроме LiOH .

Соединения металлов главной подгруппы II группы

Оксиды металлов II А группы

Общая формула МеО

Физические свойства: Твердые, кристаллические вещества белого цвета, малорастворимые в воде.

Окисление металлов (кроме Ba , который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO 3 → CaO + CO 2

2Mg(NO 3 ) 2 → 2MgO + 4NO 2 + O 2

ВеО – амфотерный оксид

Оксиды Mg , Ca , Sr , Ba – основные оксиды

Взаимодействуют с водой(кроме ВеО), образуя щелочи( Mg ( OH ) 2 – слабое основание):

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: СаО + Н Cl →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соли: СаО + SO 3 →

4. ВеО взаимодействует со щелочами: ВеО + 2 NaOH + H 2 O → Na 2 [Ве( OH ) 4 ]

Гидроксиды металлов II А группы

Общая формула – Ме(ОН) 2

Физические свойства: Белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов. Ве(ОН) 2 – в воде нерастворим.

Основные свойства усиливаются в ряду:

Ве(ОН) 2 → Mg (ОН) 2 → Ca (ОН) 2 → Sr (ОН) 2 → В a (ОН) 2

Реакции щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Ba + 2 H 2 O → Ba ( OH ) 2 + H 2

CaO (негашеная известь) + H 2 O → Ca ( OH ) 2 (гашеная известь)

Ве(ОН) 2 – амфотерный гидроксид

Mg (ОН) 2 – слабое основание

Са(ОН) 2 , Sr (ОН) 2, Ва(ОН) 2 – сильные основания – щелочи.

Изменяют цвет индикаторов:

2. Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

Ве(ОН) 2 + Н 2 SO 4 →

3. Взаимодействуют с кислотными оксидами:

4. Взаимодействуют с растворами солей, если образуется газ или осадок:

Ва(ОН) 2 + K 2 SO 4 →

Гидроксид бериллия взаимодействует со щелочами:

Ве(ОН) 2 + 2 NaOH → Na 2 [Ве( OH ) 4 ]

При нагревании разлагаются: Са(ОН) 2 →

Соединения металлов главной подгруппы III группы

Соединения алюминия

Оксид алюминия

Al 2 O 3

O = Al – O – Al = O

Физические свойства: Глинозем, корунд, окрашенный – рубин (красный), сапфир (синий).

Твердое тугоплавкое ( t° пл.=2050 ° С) вещество; существует в нескольких кристаллических модификациях.

Сжигание порошка алюминия: 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3

Разложение гидроксида алюминия: 2 Al ( OH ) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O

Al 2 O 3 - амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; с водой не реагирует.

1) Реагирует с кислотами и растворами щелочей:

Как основной оксид: Al 2 O 3 + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O

Как кислотный оксид: Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O → 2 Na [ Al ( OH ) 4 ]

2) Сплавляется со щелочами или карбонатами щелочных металлов:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaAlO 2 (алюминат натрия) + CO 2

Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O

Гидроксид алюминия Al ( OH ) 3

Физические свойства: белое кристаллическое вещество,

нерастворимое в воде.

1) Осаждением из растворов солей щелочами или гидроксидом аммония:

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 (белый студенистый)

2) Слабым подкислением растворов алюминатов:

Na[Al(OH) 4 ] + CO 2 → Al(OH) 3 + NaHCO 3

Al ( OH ) 3 - а мфотерный гидроксид :

Как основание Al ( OH ) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O

Как кислота Al ( OH ) 3 + NaOH → Na [ Al ( OH ) 4 ]

При нагревании разлагается: 2 Al ( OH ) 3 → Al 2 O 3 + 3 H 2 O

Читайте также:

  
• Цветные металлы драгоценные металлы
  
• Газовая сварка цветных металлов
  
• Потерянный металл брендон сандерсон
  
• Воздушно плазменная резка металла оборудование
  
• Металлы и их сплавы штрихуют