Амфотерные оксиды. Получение и восстановление оксидов металлов

Между основными и кислотными оксидами стоят амфотерные. Они напоминают нам, что граница между металлами и неметаллами не резкая: у металлов с промежуточной активностью оксиды ведут себя двояко.

Амфотерный оксид

Амфотерный оксид реагирует и с кислотами, как основный оксид, и со щелочами, как кислотный. Это оксиды цинка \(\ce{ZnO}\), алюминия \(\ce{Al2O3}\), бериллия \(\ce{BeO}\), хрома(III) \(\ce{Cr2O3}\), а на ОГЭ и оксид железа(III). С водой амфотерные оксиды не реагируют. С кислотами они образуют обычные соли:

\[ \ce{ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H2O}, \qquad \ce{Al2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2O} \]

Реакция амфотерного оксида со щёлочью идёт двумя путями. В водном растворе щёлочи образуются растворимые комплексные соли, а при сплавлении с твёрдой щёлочью — соли, в которых металл входит в состав кислотного остатка (цинкаты и алюминаты):

\[ \ce{ZnO + 2NaOH + H2O -> Na2[Zn(OH)4]}, \qquad \ce{Al2O3 + 2NaOH + 3H2O -> 2Na[Al(OH)4]} \]

\[ \ce{ZnO + 2NaOH ->[t^\circ] Na2ZnO2 + H2O}, \qquad \ce{Al2O3 + 2NaOH ->[t^\circ] 2NaAlO2 + H2O} \]

Оксид железа(III)

Оксид железа(III) \(\ce{Fe2O3}\) — красно-бурое вещество. В природе это красный железняк, одна из главных железных руд; той же природы и цвет ржавчины. Его основные свойства преобладают: с кислотами он легко образует соли железа(III), а со щелочами реагирует только при сплавлении, поэтому его называют слабо амфотерным:

\[ \ce{Fe2O3 + 6HCl -> 2FeCl3 + 3H2O}, \qquad \ce{Fe2O3 + 2NaOH ->[t^\circ] 2NaFeO2 + H2O} \]

Железная окалина

Железная окалина \(\ce{Fe3O4}\) образуется, когда железо сгорает в кислороде или когда раскалённое железо куют на воздухе: чёрные чешуйки, отлетающие от поковки, — это она. В природе это магнитный железняк. Окалина содержит железо сразу в двух степенях окисления, +2 и +3, и её формулу можно записать как \(\ce{FeO.Fe2O3}\). Поэтому с кислотами она даёт две соли:

\[ \ce{3Fe + 2O2 -> Fe3O4}, \qquad \ce{Fe3O4 + 8HCl -> FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O} \]

Получение оксидов металлов

Существует несколько способов получения оксидов металлов. Их получают окислением металлов кислородом, разложением при нагревании нерастворимых гидроксидов, карбонатов и нитратов, а также обжигом сульфидов:

\[ \ce{2Cu + O2 ->[t^\circ] 2CuO}, \qquad \ce{Cu(OH)2 ->[t^\circ] CuO + H2O}, \qquad \ce{2Fe(OH)3 ->[t^\circ] Fe2O3 + 3H2O} \]

\[ \ce{CaCO3 ->[t^\circ] CaO + CO2 ^}, \qquad \ce{2ZnS + 3O2 ->[t^\circ] 2ZnO + 2SO2} \]

Восстановление оксидов металлов

Обратный процесс — восстановление оксидов металлов — лежит в основе металлургии (тема 4.3). Водород, уголь и угарный газ при нагревании отнимают кислород у оксидов металлов средней и малой активности, а алюминий восстанавливает и более активные металлы, например хром. Оксиды щелочных и щёлочноземельных металлов, магния и алюминия этими восстановителями не восстанавливаются.

\[ \ce{CuO + H2 ->[t^\circ] Cu + H2O}, \qquad \ce{Fe2O3 + 3CO ->[t^\circ] 2Fe + 3CO2}, \qquad \ce{Fe2O3 + 2Al ->[t^\circ] Al2O3 + 2Fe} \]