Распаѓање на бази нерастворливи во вода. Оксиди: класификација и хемиски својства Кога се загреваат, тие се распаѓаат во метален оксид

Распаѓање на хлорати

Хлорамтите се група хемиски соединенија, соли на перхлорна киселина HClO3. Хлоратниот анјон има тригонална пирамидна структура (dCl--O = 0,1452-0,1507 nm, агол OClO = 106°). ClO3- анјонот не се формира ковалентни врскипреку атомот О и не е склон да формира координативни врски. Обично кристални материи, растворливи во вода и некои поларни органски растворувачи. Во цврста состојба на собна температура тие се доста стабилни. Кога се загреваат или во присуство на катализатор, тие се распаѓаат ослободувајќи кислород. Може да формира експлозивни смеси со запаливи материи.

Хлоратите се силни оксидирачки агенси и во раствор и во цврста состојба: мешавините на безводни хлорати со сулфур, јаглен и други редуцирачки агенси експлодираат при брзо загревање и удар. Иако хлорот во хлоратите не е во највисока оксидациска состојба, тој може да се оксидира до воден раствор само електрохемиски или под дејство на XeF2. Променливите валентни метални хлорати се обично нестабилни и склони кон експлозивно распаѓање. Сите хлорати алкални металисе распаѓа за да се ослободи големо количествотоплина на MeCl и O2, со средно формирање на перхлорати. Да го разгледаме распаѓањето на хлоратите при загревање користејќи го примерот на калиум хлорат:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 ^ (200 °C, во присуство на MnO2, Fe2O3, CuO, итн.)

Без катализатори, оваа реакција продолжува со средно формирање на калиум перхлорат:

4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C)

кој потоа се распаѓа:

KClO4 = KCl + 2O2^ (550--620 °C)

Треба да се напомене дека калиум хлоратите со редуцирачки агенси (фосфор, сулфур, органски соединенија) се експлозивни и чувствителни на триење и шок, чувствителноста се зголемува во присуство на бромати и соли на амониум. Поради високата чувствителност на соединенијата со Бертоле сол, практично не се користат за индустриско и воено производство експлозиви.

Понекогаш оваа смеса се користи во пиротехниката како извор на хлор за композиции со пламен во боја, е дел од запалива материја на глава од кибрит, а исклучително ретко како иницијатор на експлозиви (хлорат во прав - „колбас“, детонирачка врвка, состав од решетки на Вермахт рачни гранати).

Распаѓање на карбонат

Карбонати - соли јаглеродна киселина, имаат состав Mech(CO3) y. Сите карбонати се распаѓаат кога се загреваат за да формираат метален оксид и јаглерод диоксид:

Na2CO3 > Na2O + CO2^ (на 1000? C)

МgCO3 > MgO + CO2^ (на 650?С)

Може да забележите и кисели соли на јаглеродна киселина, кои се распаѓаат на метален оксид, вода и јаглерод диоксид. Амониум бикарбонат се распаѓа веќе на 60 °C и брзо се распаѓа на NH3, CO2 и H2O, во Прехранбена индустријатој е класифициран како емулгатор.

Процесот на распаѓање поврзан со ослободување на гасови е основа за употреба на амониум карбонат наместо квасец во пекарската и кондиторската индустрија ( додаток на храна E503).

Распаѓање на бази нерастворливи во вода

Металните хидроксиди, нерастворливи во вода, може лесно да се сушат и потоа да се загреат. Супстанцијата ќе се распадне на метален оксид и вода, така што за време на распаѓањето на Cu(OH)2, кој во водата има светло сина вулгарна структура, можеме да забележиме оцрнување на растворот, што ни кажува за формирање на бакар (II) оксид.

Распаѓање на оксиди

Разложувањето на оксидите може да се разгледа со користење на примерот на водата. Распаѓањето на водата се случува на многу високи температури (околу 3000°C):

2 H2O (l) + 572 kJ = 2 H2 (g) + O2 (g);

Оваа реакција се одвива во електричен лак, каде што се одржува саканата температура. Од страна на овој примерМоже да се зборува за високата стабилност на оксидите, чие распаѓање може да биде многу трудоинтензивен процес и одзема енергија.

Оксидисе нарекуваат комплексни супстанции, чии молекули вклучуваат атоми на кислород во состојба на оксидација - 2 и некој друг елемент.

може да се добие преку директна интеракција на кислородот со друг елемент, или индиректно (на пример, при разградување на соли, бази, киселини). Во нормални услови, оксидите доаѓаат во цврста, течна и гасовита состојба; овој тип на соединение е многу честа појава во природата. Оксидите се содржани во Земјината кора. 'Рѓа, песок, вода, јаглерод диоксид се оксиди.

Тие се или сол-формирање или не-сол-формирање.

Оксиди кои формираат сол- ова се оксиди кои, како резултат на тоа, хемиски реакцииформираат соли. Тоа се оксиди на метали и неметали, кои при интеракција со вода ги формираат соодветните киселини, а при интеракција со бази соодветните кисели и нормални соли. На пример,Бакарниот оксид (CuO) е оксид што формира сол, бидејќи, на пример, кога реагира со хлороводородна киселина (HCl), се формира сол:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Како резултат на хемиски реакции, може да се добијат и други соли:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Оксиди кои не формираат солТоа се оксиди кои не формираат соли. Примерите вклучуваат CO, N 2 O, NO.

Оксидите кои формираат сол, пак, се од 3 вида: основни (од зборот « база » ), кисела и амфотерна.

Основни оксидиОвие метални оксиди се нарекуваат оние што одговараат на хидроксиди кои припаѓаат на класата на бази. Основните оксиди вклучуваат, на пример, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO итн.

Хемиски својства на основните оксиди

1. Основните оксиди растворливи во вода реагираат со вода за да формираат бази:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Реагирајте со киселински оксиди, формирајќи ги соодветните соли

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Реагирајте со киселини за да формирате сол и вода:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Реагирајте со амфотерни оксиди:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Ако составот на оксидите содржи неметал или метал кој покажува највисока валентност (обично од IV до VII) како втор елемент, тогаш таквите оксиди ќе бидат кисели. Киселински оксиди (киселински анхидриди) се оние оксиди кои одговараат на хидроксидите кои припаѓаат на класата киселини. Тоа се, на пример, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 итн. Киселите оксиди се раствораат во вода и алкалии, формирајќи сол и вода.

Хемиски својства на киселинските оксиди

1. Реагирајте со вода за да формирате киселина:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Но, не сите кисели оксиди реагираат директно со вода (SiO 2, итн.).

2. Реагирајте со оксиди засновани за да формирате сол:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Реагирајте со алкалии, формирајќи сол и вода:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

Дел амфотеричен оксидвклучува елемент кој има амфотерични својства. Амфотеричноста се однесува на способноста на соединенијата да покажуваат кисели и базни својства во зависност од условите.На пример, цинк оксидот ZnO може да биде или база или киселина (Zn(OH) 2 и H 2 ZnO 2). Амфотеричноста се изразува во фактот што, во зависност од условите, амфотеричните оксиди покажуваат или основни или киселински својства.

Хемиски својства на амфотерните оксиди

1. Реагирајте со киселини за да формирате сол и вода:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Реагирајте со цврсти алкалии (за време на фузија), формирајќи како резултат на реакцијата сол - натриум цинкат и вода:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Кога цинк оксид е во интеракција со алкален раствор (ист NaOH), се јавува друга реакција:

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

Координативниот број е карактеристика што го одредува бројот на блиските честички: атоми или јони во молекула или кристал. Секој амфотеричен метал има свој координативен број. За Be и Zn е 4; За и Ал тоа е 4 или 6; За и Cr е 6 или (многу ретко) 4;

Амфотерните оксиди обично се нерастворливи во вода и не реагираат со неа.

Сè уште имате прашања? Сакате да дознаете повеќе за оксидите?
За да добиете помош од учител, регистрирајте се.
Првата лекција е бесплатна!

веб-страница, при копирање на материјал во целост или делумно, потребна е врска до изворот.

О 2.

Оксидите се поделени:

Номенклатура на оксиди.

Во моментов се користи меѓународна номенклатура, според кој секој оксид се нарекува оксид што со римски бројки ја означува оксидационата состојба на елементот: сулфур оксид (IV) - ПА 2, железо(III) оксид - Fe 2 О 3 , јаглерод моноксид (II) COитн.

Сепак, се уште има стари имиња на оксиди:

Подготовка на оксиди кои формираат сол.

Основни оксиди- оксиди на типични метали, нивни соодветни хидроксиди, кои имаат својства на бази.

Кисели оксиди- неметални оксиди или преодни металиво високи оксидациски состојби.

Основни оксиди	Кисели оксиди
1. Оксидација на метали кога се загреваат во воздушна атмосфера:	1. Оксидација на неметали кога се загреваат во воздушна атмосфера:
2 Мг + О 2 = 2 MgO, Овој метод е практично неприменлив за алкалните метали, кои обично формираат пероксиди наместо оксиди.	4 P + 5O 2 = 2P 2 O 5,
2. Печење со сулфид:
2 CuS + 3 О 2 = 2 CuO + 2 ПА 2 , Овој метод исто така не е применлив за активни метални сулфиди кои оксидираат до сулфати.	2 ZnS + 3 О 2 = 2ZnO + 2SO 2,
3. Разложување на хидроксиди на температура:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O, Овој метод исто така не може да произведе оксиди од алкални метали.
4. Разложување на соли на киселини кои содржат кислород на температура:
BaCO 3 = BaO + CO 2 , Овој метод добро функционира за нитрати и карбонати.

Амфотерични оксиди.

Амфотерични оксидиимаат двојна природа: тие можат да комуницираат со киселини и бази (алкали):

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 H 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Типични амфотерични оксиди : H 2 O, BeO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3и сл.

Својства на оксидите.

Основни оксиди	Кисели оксиди
1. Разложување на топлина:
2HgO = 2Hg + O 2 Само оксидите на живата и благородните метали се распаѓаат, а останатите не се распаѓаат.
2. Кога се загреваат, тие реагираат со кисели и амфотерни оксиди:	Интеракција со основни оксиди, амфотерни оксиди, хидроксиди:
BaO + SiO 2 = BaSiO 3, MgO + Al 2 O 3 = Mg (AlO 2) 2,	BaO + SiO 2 = BaSiO 3, Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O,
Реагира со вода:
K 2 O + H 2 O = 2 KOH, CaO + H2O = Ca(OH) 2,	SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4, CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
Fe 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Fe, 3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O,	CO 2 + C = 2 CO, 2SO 2 + O 2 = 2SO 3.

Пред да почнеме да зборуваме за Хемиски својстваоксиди, треба да запомните дека сите оксиди се поделени на 4 типа, имено базни, кисели, амфотерични и несолови. За да го одредите типот на кој било оксид, пред сè треба да разберете дали е метал или неметален оксид пред вас, а потоа да го користите алгоритмот (треба да го научите!) претставен во следната табела. :

Покрај горенаведените типови оксиди, ќе воведеме уште два подтипа на основни оксиди, врз основа на нивните хемиска активност, имено активни базни оксидиИ ниско-активни базни оксиди.

• ДО активни базни оксидиВклучуваме оксиди на алкални и земноалкални метали (сите елементи од групите IA и IIA, освен водород H, берилиум Be и магнезиум Mg). На пример, Na 2 O, CaO, Rb 2 O, SrO, итн.
• ДО ниско-активни базни оксидиќе ги вклучиме сите главни оксиди кои не се вклучени во списокот активни базни оксиди. На пример, FeO, CuO, CrO, итн.

Логично е да се претпостави дека активните базни оксиди често влегуваат во реакции кои ниско-активните не.

Треба да се забележи дека и покрај фактот што водата е всушност оксид на неметал (H 2 O), нејзините својства обично се разгледуваат изолирано од својствата на другите оксиди. Ова се должи на неговата конкретно огромна дистрибуција во светот околу нас, и затоа во повеќето случаи водата не е реагенс, туку медиум во кој може да се случат безброј хемиски реакции. Сепак, често зема директно учество во различни трансформации, особено, некои групи оксиди реагираат со него.

Кои оксиди реагираат со вода?

Од сите оксиди со вода реагираат само:

1) сите активни базни оксиди (оксиди на алкален метал и алкален метал);

2) сите киселински оксиди, освен силициум диоксид (SiO 2);

тие. Од горенаведеното произлегува дека со вода токму не реагирај:

1) сите ниско-активни базни оксиди;

2) сите амфотерни оксиди;

3) оксиди кои не формираат сол (NO, N 2 O, CO, SiO).

Забелешка:

Магнезиум оксидот полека реагира со вода кога се вари. Без силно загревање, реакцијата на MgO со H 2 O не се јавува.

Способноста да се одреди кои оксиди можат да реагираат со вода дури и без можност за пишување на соодветните равенки на реакцијата веќе ви овозможува да добивате поени за некои прашања во тестот дел од Единствениот државен испит.

Сега да откриеме како одредени оксиди реагираат со водата, т.е. Ајде да научиме да ги пишуваме соодветните равенки за реакција.

Активни основни оксиди, реагирајќи со вода, ги формираат нивните соодветни хидроксиди. Потсетете се дека соодветниот метален оксид е хидроксид кој го содржи металот во иста оксидациска состојба како и оксидот. Така, на пример, кога активните базни оксиди K +1 2 O и Ba +2 O реагираат со вода, се формираат нивните соодветни хидроксиди K +1 OH и Ba +2 (OH) 2:

K2O + H2O = 2KOH- калиум хидроксид

BaO + H 2 O = Ba(OH) 2- бариум хидроксид

Сите хидроксиди што одговараат на активните базни оксиди (алкални метали и оксиди на алкални метали) припаѓаат на алкалите. Алкалите се сите метални хидроксиди кои се многу растворливи во вода, како и слабо растворлив калциум хидроксид Ca(OH) 2 (по исклучок).

Интеракцијата на киселинските оксиди со вода, како и реакцијата на активните базни оксиди со вода, доведува до формирање на соодветните хидроксиди. Само во случај на кисели оксиди тие одговараат не на базичните, туку на киселите хидроксиди, почесто т.н. киселини кои содржат кислород. Потсетете се дека соодветниот киселински оксид е следниот: оксигенирана киселина, кој содржи елемент што формира киселина во иста состојба на оксидација како и во оксидот.

Така, ако сакаме, на пример, да ја запишеме равенката за интеракцијата на киселиот оксид SO 3 со вода, пред сè, мора да се потсетиме на основните проучувани во училишна наставна програма, киселини кои содржат сулфур. Тоа се водород сулфид H 2 S, сулфурна H 2 SO 3 и сулфурна H 2 SO 4 киселини. Водород сулфидната киселина H 2 S, како што е лесно да се види, не содржи кислород, така што нејзиното формирање за време на интеракцијата на SO 3 со вода може веднаш да се исклучи. Од киселините H 2 SO 3 и H 2 SO 4, сулфурот во состојба на оксидација +6, како и во SO 3 оксидот, содржи само сулфурна киселина H2SO4. Затоа, токму тоа ќе се формира во реакцијата на SO 3 со вода:

H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4

Слично, оксидот N 2 O 5, кој содржи азот во оксидациона состојба +5, реагирајќи со вода, формира азотна киселина HNO 3, но во никој случај азотна HNO 2, бидејќи во азотна киселина оксидационата состојба на азот е иста како и во N 2 O 5 , е еднакво на +5, а во азот - +3:

N +5 2 O 5 + H 2 O = 2HN +5 O 3

Исклучок:

Азотниот (IV) оксид (NO 2) е неметален оксид во +4 оксидациона состојба, т.е. во согласност со алгоритмот опишан во табелата на самиот почеток на ова поглавје, треба да се класифицира како кисели оксиди. Сепак, не постои киселина која содржи азот во +4 оксидациона состојба.

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Интеракција на оксидите едни со други

Пред сè, треба јасно да го разберете фактот дека меѓу оксидите кои формираат сол (кисели, базни, амфотерични), реакции речиси никогаш не се случуваат помеѓу оксиди од иста класа, т.е. Во огромното мнозинство на случаи, интеракцијата е невозможна:

1) основен оксид + основен оксид ≠

2) киселински оксид + киселински оксид ≠

3) амфотеричен оксид + амфотеричен оксид ≠

Додека интеракцијата помеѓу оксидите кои припаѓаат на различни типови, т.е. речиси секогаш протекуваатреакции помеѓу:

1) основен оксид и кисел оксид;

2) амфотеричен оксид и киселински оксид;

3) амфотеричен оксид и основен оксид.

Како резултат на сите такви интеракции, производот е секогаш просечна (нормална) сол.

Да ги разгледаме сите овие парови на интеракции подетално.

Како резултат на интеракцијата:

Me x O y + киселински оксид,каде Me x O y – метал оксид (основен или амфотеричен)

се формира сол која се состои од металниот катјон Me (од почетната Me x O y) и киселинскиот остаток на киселината што одговара на киселинскиот оксид.

Како пример, да се обидеме да ги запишеме равенките за интеракција за следните парови на реагенси:

Na 2 O + P 2 O 5И Al 2 O 3 + SO 3

Во првиот пар на реагенси гледаме основен оксид (Na 2 O) и кисел оксид (P 2 O 5). Во вториот - амфотеричен оксид (Al 2 O 3) и кисел оксид (SO 3).

Како што веќе беше споменато, како резултат на интеракцијата на основен/амфотеричен оксид со кисел, се формира сол, составена од метален катјон (од оригиналниот основен/амфотеричен оксид) и кисел остаток на киселината што одговара на оригинален кисел оксид.

Така, интеракцијата на Na 2 O и P 2 O 5 треба да формира сол составена од Na + катјони (од Na 2 O) и киселиот остаток PO 4 3-, бидејќи оксидот P +5 2 O 5 одговара на киселина H 3 P +5 О4. Оние. Како резултат на оваа интеракција, се формира натриум фосфат:

3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4- натриум фосфат

За возврат, интеракцијата на Al 2 O 3 и SO 3 треба да формира сол составена од Al 3 + катјони (од Al 2 O 3) и киселиот остаток SO 4 2-, бидејќи оксидот S +6 O 3 одговара на киселина H 2 S +6 О4. Така, како резултат на оваа реакција, се добива алуминиум сулфат:

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3- алуминиум сулфат

Поконкретна е интеракцијата помеѓу амфотерични и базни оксиди. Овие реакции се изведуваат на високи температури, а нивната појава е можна поради фактот што амфотерниот оксид всушност ја презема улогата на кисел. Како резултат на оваа интеракција, се формира сол со специфичен состав, која се состои од метален катјон кој го формира оригиналниот основен оксид и „остаток на киселина“/анјон, кој го вклучува металот од амфотерниот оксид. Општата формула на таков „остаток од киселина“/анјон може да се напише како MeO 2 x -, каде што Me е метал од амфотеричен оксид, а x = 2 во случај на амфотерни оксиди со општа формула од формата Me + 2 O (ZnO, BeO, PbO) и x = 1 – за амфотерни оксиди со општа формула од формата Me +3 2 O 3 (на пример, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 и Fe 2 O 3).

Ајде да се обидеме да ги запишеме равенките на интеракцијата како пример

ZnO + Na 2 OИ Al 2 O 3 + BaO

Во првиот случај, ZnO е амфотеричен оксид со општа формула Me +2 O, а Na 2 O е типичен основен оксид. Според горенаведеното, како резултат на нивната интеракција, треба да се формира сол, составена од метален катјон кој формира основен оксид, т.е. во нашиот случај, Na + (од Na 2 O) и „остаток од киселина“/анјон со формулата ZnO 2 2-, бидејќи амфотерниот оксид има општа формула од формата Me + 2 O. Така, формулата на добиената сол, под услов на електрична неутралност на една од нејзините структурни единици („молекули“) ќе изгледа како Na 2 ZnO 2:

ZnO + Na 2 O = до=> Na 2 ZnO 2

Во случај на интеракција пар на реагенси Al 2 O 3 и BaO, првата супстанција е амфотеричен оксид со општа формула Me + 3 2 O 3, а втората е типичен основен оксид. Во овој случај, се формира сол која содржи метален катјон од главниот оксид, т.е. Ba 2+ (од BaO) и „остаток од киселина“/анјон AlO2 - . Оние. формулата на добиената сол, под услов на електрична неутралност на една од нејзините структурни единици („молекули“), ќе има форма Ba(AlO 2) 2, а самата равенка на интеракцијата ќе биде напишана како:

Al 2 O 3 + BaO = до=> Ba(AlO 2) 2

Како што напишавме погоре, реакцијата скоро секогаш се случува:

Me x O y + киселински оксид,

каде што Me x O y е или основен или амфотеричен метален оксид.

Сепак, постојат два „префинети“ киселински оксиди кои треба да се запомнат - јаглерод диоксид (CO 2) и сулфур диоксид (SO 2). Нивната „забавност“ лежи во фактот дека и покрај нивните очигледни киселински својства, активноста на CO 2 и SO 2 не е доволна за да можат да комуницираат со ниско-активни базни и амфотерни оксиди. Од металните оксиди, тие реагираат само со активни базни оксиди(оксиди на алкален метал и алкален метал). На пример, Na 2 O и BaO, како активни основни оксиди, можат да реагираат со нив:

CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3

SO 2 + BaO = BaSO 3

Додека оксидите CuO и Al 2 O 3, кои не се поврзани со активните базни оксиди, не реагираат со CO 2 и SO 2:

CO 2 + CuO ≠

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

SO 2 + CuO ≠

SO 2 + Al 2 O 3 ≠

Интеракција на оксиди со киселини

Основните и амфотерните оксиди реагираат со киселини. Во овој случај, се формираат соли и вода:

FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O

Оксидите кои не создаваат сол воопшто не реагираат со киселините, а киселите оксиди не реагираат со киселините во повеќето случаи.

Кога киселиот оксид реагира со киселина?

Одлучувајќи дел од Единствениот државен испитсо опции за одговор, треба да претпоставите дека киселите оксиди не реагираат ниту со кисели оксиди ниту со киселини, освен во следниве случаи:

1) силициум диоксид, како кисел оксид, реагира со флуороводородна киселина, растворувајќи се во него. Особено, благодарение на оваа реакција, стаклото може да се раствори во флуороводородна киселина. Во случај на вишок HF, равенката на реакцијата има форма:

SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O,

и во случај на недостаток на HF:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O

2) SO 2, како кисел оксид, лесно реагира со хидросулфидна киселина H 2 S како сопропорционалност:

S +4 O 2 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2H 2 O

3) Фосфор (III) оксид P 2 O 3 може да реагира со оксидирачки киселини, кои вклучуваат концентрирана сулфурна киселина и Азотна киселинакаква било концентрација. Во овој случај, состојбата на оксидација на фосфор се зголемува од +3 на +5:

P2O3	+	2H2SO4	+	H2O	=до=>	2SO 2	+	2H3PO4
		(кон.)

3 P2O3	+	4HNO3	+	7 H2O	=до=>	4 БР	+	6 H3PO4
		(детално)

2HNO3	+	3SO 2	+	2H2O	=до=>	3H2SO4	+	2 БР
(детално)

Интеракција на оксиди со метални хидроксиди

Киселините оксиди реагираат со металните хидроксиди, и основните и амфотерните. Ова произведува сол што се состои од метален катјон (од оригиналниот метал хидроксид) и киселински остаток што одговара на киселинскиот оксид.

SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

Киселините оксиди, кои одговараат на полибазни киселини, можат да формираат и нормални и кисели соли со алкали:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

P 2 O 5 + 4KOH = 2K 2 HPO 4 + H 2 O

P 2 O 5 + 2KOH + H 2 O = 2KH 2 PO 4

„Финики“ оксиди CO 2 и SO 2, чија активност, како што веќе беше споменато, не е доволна за нивна реакција со нискоактивни базни и амфотерични оксиди, сепак, реагираат со повеќето од соодветните метални хидроксиди. Поточно, јаглерод диоксидот и сулфур диоксидот реагираат со нерастворливите хидроксиди во форма на нивна суспензија во вода. Во овој случај, само основните Оприродни соли наречени хидроксикарбонати и хидроксосулфити, а формирањето на средни (нормални) соли е невозможно:

2Zn(OH) 2 + CO 2 = (ZnOH) 2 CO 3 + H 2 O(во раствор)

2Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O(во раствор)

Сепак, јаглерод диоксидот и сулфур диоксидот воопшто не реагираат со метални хидроксиди во состојба на оксидација +3, на пример, како што се Al(OH) 3, Cr(OH) 3 итн.

Исто така, треба да се забележи дека силициум диоксидот (SiO 2) е особено инертен, кој најчесто се наоѓа во природата во форма на обичен песок. Овој оксид е кисел, но меѓу металните хидроксиди тој е способен да реагира само со концентрирани (50-60%) раствори на алкалии, како и со чисти (цврсти) алкалии за време на фузијата. Во овој случај, се формираат силикати:

2NaOH + SiO 2 = до=> Na 2 SiO 3 + H 2 O

Амфотерните оксиди од металните хидроксиди реагираат само со алкали (хидроксиди на алкалните и земноалкалните метали). Во овој случај, кога реакцијата се изведува во водени раствори, се формираат растворливи комплексни соли:

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2- натриум тетрахидроксозинат

BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2- натриум тетрахидроксоберилат

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na- натриум тетрахидроксиалуминат

И кога истите овие амфотерни оксиди ќе се спојат со алкали, се добиваат соли кои се состојат од катјон на алкален или земноалкален метал и анјон од типот MeO 2 x -, каде x= 2 во случај на амфотеричен оксид од типот Me +2 O и x= 1 за амфотеричен оксид од формата Me 2 +2 O 3:

ZnO + 2NaOH = до=> Na 2 ZnO 2 + H 2 O

BeO + 2NaOH = до=> Na 2 BeO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = до=> 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + 2NaOH = до=> 2NaCrO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH = до=> 2NaFeO 2 + H 2 O

Треба да се забележи дека солите добиени со спојување на амфотерни оксиди со цврсти алкалии може лесно да се добијат од растворите на соодветните комплексни солинивно испарување и последователно калцинирање:

Na 2 = до=> Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Na = до=> NaAlO 2 + 2H 2 O

Интеракција на оксиди со средни соли

Најчесто, средните соли не реагираат со оксиди.

Сепак, треба да ги научите следните исклучоци од ова правило, кои често се среќаваат на испитот.

Еден од овие исклучоци е дека амфотерните оксиди, како и силициум диоксидот (SiO 2), кога се спојуваат со сулфити и карбонати, ги поместуваат гасовите на сулфур диоксид (SO 2) и јаглерод диоксид (CO 2) од вториот, соодветно. На пример:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = до=> 2NaAlO 2 + CO 2

SiO 2 + K 2 SO 3 = до=> K 2 SiO 3 + SO 2

Исто така, реакциите на оксидите со соли може условно да вклучуваат интеракција на сулфур диоксид и јаглерод диоксид со водени раствори или суспензии на соодветните соли - сулфити и карбонати, што доведува до формирање киселински соли:

Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2 NaHCO 3

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2

Исто така и сулфур диоксид кога се минува низ водени раствориили суспензијата на карбонати го поместува јаглеродниот диоксид од нив поради фактот што сулфурната киселина е посилна и постабилна киселина од јаглеродната киселина:

K 2 CO 3 + SO 2 = K 2 SO 3 + CO 2

ORR што вклучува оксиди

Редукција на метални и неметални оксиди

Исто како што металите можат да реагираат со раствори на соли на помалку активни метали, поместувајќи ги последните во слободна форма, металните оксиди кога се загреваат исто така можат да реагираат со поактивни метали. активни метали.

Да потсетиме дека активноста на металите може да се спореди или со помош на сериите на активности на метали, или, ако еден или два метали не се во серијата на активности, според нивната положба еден на друг во периодниот систем: долниот и со го остави металот, толку е поактивен. Исто така, корисно е да се запамети дека секој метал од семејството AHM и ALP секогаш ќе биде поактивен од метал што не е претставник на ALM или ALP.

Конкретно, методот на алуминотермија, кој се користи во индустријата за да се добијат такви тешко редуцирачки метали како хром и ванадиум, се заснова на интеракцијата на метал со оксидот на помалку активен метал:

Cr 2 O 3 + 2Al = до=> Al 2 O 3 + 2Cr

За време на процесот на алуминотермија, се создава огромна количина на топлина, а температурата на реакционата смеса може да достигне повеќе од 2000 o C.

Исто така, оксидите на речиси сите метали лоцирани во серијата активности десно од алуминиумот може да се редуцираат на слободни метали со помош на водород (H 2), јаглерод (C) и јаглерод моноксид (CO) кога се загреваат. На пример:

Fe 2 O 3 + 3CO = до=> 2Fe + 3CO 2

CuO+C= до=> Cu + CO

FeO + H2 = до=> Fe + H 2 O

Треба да се напомене дека ако металот може да има неколку состојби на оксидација, ако има недостаток на употребеното средство за намалување, можно е и нецелосно редукција на оксидите. На пример:

Fe 2 O 3 + CO =т о=> 2FeO + CO 2

4CuO + C = до=> 2Cu 2 O + CO 2

Оксиди на активни метали (алкали, алкална земја, магнезиум и алуминиум) со водород и јаглерод моноксид не реагирај.

Сепак, оксидите на активните метали реагираат со јаглеродот, но поинаку од оксидите на помалку активните метали.

Во рамките на програмата за унифициран државен испит, за да не се мешаме, треба да се претпостави дека како резултат на реакцијата на оксидите на активните метали (до Ал инклузивно) со јаглерод, се формира слободен алкален метал, алкали. метал, Mg и Al е невозможно. Во такви случаи, се формираат метал карбид и јаглерод моноксид. На пример:

2Al 2 O 3 + 9C = до=> Al 4 C 3 + 6CO

CaO + 3C = до=> CaC 2 + CO

Оксидите на неметали често може да се редуцираат со метали до слободни неметали. На пример, кога се загреваат, оксидите на јаглерод и силициум реагираат со алкали, земноалкални метали и магнезиум:

CO2 + 2Mg = до=> 2 MgO + C

SiO2 + 2Mg = до=>Si + 2 MgO

Со вишок на магнезиум, последната интеракција исто така може да доведе до формирање магнезиум силицид Mg 2 Si:

SiO2 + 4Mg = до=> Mg 2 Si + 2 MgO

Азотните оксиди може релативно лесно да се редуцираат дури и со помалку активни метали, како што се цинк или бакар:

Zn + 2NO = до=> ZnO + N 2

2NO2 + 4Cu = до=> 4CuO + N2

Интеракција на оксиди со кислород

За да можете да одговорите на прашањето дали некој оксид реагира со кислород (О 2) во задачите на вистинскиот обединет државен испит, прво треба да запомните дека оксидите што можат да реагираат со кислород (од оние на кои може да наидете во самиот испит) може да формира само хемиски елементи од списокот:

јаглерод C, силициум Si, фосфор P, сулфур S, бакар Cu, манган Mn, железо Fe, хром Cr, азот N

Пронајден во вистински обединет државен испитоксидите на кои било други хемиски елементи реагираат со кислород нема (!).

За повизуелно и поудобно меморирање на списокот на елементи наведени погоре, според мое мислење, следнава илустрација е погодна:

Сите хемиски елементи способни да формираат оксиди кои реагираат со кислород (од оние што се сретнале на испитот)

Пред сè, меѓу наведените елементи треба да се земе предвид азотот N, бидејќи односот на неговите оксиди и кислород значително се разликува од оксидите на другите елементи во горната листа.

Треба јасно да се запомни дека азотот може да формира вкупно пет оксиди, имено:

Од сите азотни оксиди кои можат да реагираат со кислород самоБР. Оваа реакција се случува многу лесно кога NO се меша и со чист кислород и со воздух. Во исто време, се забележува брза променагасна боја од безбојна (НЕ) до кафена (NO 2):

2 БР	+	О2	=	2 НЕ 2
безбоен				кафеава

Со цел да се одговори на прашањето - дали некој оксид на кој било друг од хемиските елементи наведени погоре реагира со кислород (т.е. СО,Си, П, С, Cu, Мн, Fe, Кр) — Пред сè, треба да ги запомните основниоксидациона состојба (CO). Тука се :

Следно, треба да го запомните фактот дека од можните оксиди на горенаведените хемиски елементи, само оние што го содржат елементот во минимална состојба на оксидација меѓу оние наведени погоре ќе реагираат со кислород. Во овој случај, состојбата на оксидација на елементот се зголемува до најблиску позитивна вредностод можните:

елемент	Односот на неговите оксидидо кислород
СО	Минимум меѓу главните позитивни степенијаглерод оксидацијата е еднаква на +2 , а најблиската позитивна е +4 . Така, само CO реагира со кислород од оксидите C +2 O и C +4 O 2. Во овој случај, реакцијата се јавува: 2C +2 O + O 2 = до=> 2C +4 O 2 CO 2 + O 2 ≠- реакцијата во принцип е невозможна, бидејќи +4 – највисок степен на оксидација на јаглерод.
Си	Минимумот меѓу главните позитивни оксидациски состојби на силициумот е +2, а најблиската позитивна до него е +4. Така, само SiO реагира со кислород од оксидите Si +2 O и Si +4 O 2. Поради некои карактеристики на оксидите SiO и SiO 2, можна е оксидација на само дел од атомите на силициумот во оксидот Si + 2 O. како резултат на неговата интеракција со кислородот, се формира мешан оксид кој содржи и силициум во +2 оксидациона состојба и силициум во +4 оксидациона состојба, имено Si 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2): 4Si +2 O + O 2 = до=> 2Si +2, +4 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2) SiO 2 + O 2 ≠- реакцијата во принцип е невозможна, бидејќи +4 – највисока оксидациска состојба на силициумот.
П	Минимумот меѓу главните позитивни оксидациски состојби на фосфорот е +3, а најблиската позитивна до него е +5. Така, само P 2 O 3 реагира со кислород од оксидите P + 3 2 O 3 и P + 5 2 O 5. Во овој случај, реакцијата на дополнителна оксидација на фосфор со кислород се јавува од состојба на оксидација +3 до состојба на оксидација +5: P +3 2 O 3 + O 2 = до=> P +5 2 O 5 P +5 2 O 5 + O 2 ≠- реакцијата во принцип е невозможна, бидејќи +5 – највисока оксидациска состојба на фосфорот.
С	Минимумот меѓу главните позитивни оксидациски состојби на сулфурот е +4, а најблиската позитивна оксидациска состојба до него е +6. Така, само SO 2 реагира со кислород од оксидите S +4 O 2 и S +6 O 3. Во овој случај, реакцијата се јавува: 2S +4 O 2 + O 2 = до=> 2S +6 O 3 2S +6 O 3 + O 2 ≠- реакцијата во принцип е невозможна, бидејќи +6 – највисок степен на оксидација на сулфур.
Cu	Минимумот меѓу позитивните оксидациски состојби на бакар е +1, а најблиската вредност до него е позитивна (и единствена) +2. Така, само Cu 2 O реагира со кислород од оксидите Cu +1 2 O, Cu +2 O. Во овој случај, реакцијата се јавува: 2Cu +1 2 O + O 2 = до=> 4Cu +2 O CuO + O 2 ≠- реакцијата во принцип е невозможна, бидејќи +2 – највисока оксидациска состојба на бакар.
Кр	Минимумот меѓу главните позитивни оксидациски состојби на хромот е +2, а позитивната најблиску до него е +3. Така, само CrO реагира со кислород од оксидите Cr +2 O, Cr +3 2 O 3 и Cr +6 O 3, додека се оксидира со кислород до следната (можна) позитивна состојба на оксидација, т.е. +3: 4Cr +2 O + O 2 = до=> 2Cr +3 2 O 3 Cr +3 2 O 3 + O 2 ≠- реакцијата не продолжува и покрај фактот што постои хром оксид и е во состојба на оксидација поголема од +3 (Cr +6 O 3). Неможноста да се случи оваа реакција се должи на фактот што загревањето потребно за нејзино хипотетичко спроведување во голема мера ја надминува температурата на распаѓање на CrO 3 оксидот. Cr +6 O 3 + O 2 ≠ —оваа реакција не може да продолжи во принцип, бидејќи +6 е највисоката состојба на оксидација на хромот.
Мн	Минимумот меѓу главните позитивни оксидациски состојби на манган е +2, а најблиската позитивна е +4. Така, од можните оксиди Mn +2 O, Mn +4 O 2, Mn +6 O 3 и Mn +7 2 O 7, само MnO реагира со кислород, додека се оксидира со кислород до следната (можна) позитивна оксидациска состојба , т .е. +4: 2Mn +2 O + O 2 = до=> 2Mn +4 O 2 додека: Mn +4 O 2 + O 2 ≠И Mn +6 O 3 + O 2 ≠- реакции не се случуваат и покрај тоа што има манган оксид Mn 2 O 7 кој содржи Mn во состојба на оксидација поголема од +4 и +6. Ова се должи на фактот што е потребно за понатамошна хипотетичка оксидација на Mn оксидите +4 O2 и Mn +6 Греењето на O 3 значително ја надминува температурата на распаѓање на добиените оксиди MnO 3 и Mn 2 O 7. Mn +7 2 O 7 + O 2 ≠- оваа реакција е во принцип невозможна, бидејќи +7 – највисока оксидациска состојба на манган.
Fe	Минимумот меѓу главните позитивни оксидациски состојби на железото е еднаков на +2 , а најблиску меѓу можните е +3 . И покрај фактот дека за железото постои оксидациона состојба од +6, киселиот оксид FeO 3, сепак, како и соодветната „железна“ киселина не постои. Така, од железните оксиди, само оние оксиди кои содржат Fe во +2 оксидациона состојба можат да реагираат со кислород. Тоа е или Fe оксид +2 О, или мешан железен оксид Fe +2 ,+3 3 O 4 (железна вага): 4Fe +2 O + O 2 = до=> 2Fe +3 2 O 3или 6Fe +2 O + O 2 = до=> 2Fe +2, + 3 3 O 4 мешан оксид Fe +2,+3 3 O 4 може да се оксидира до Fe +3 2 O 3: 4Fe +2,+3 3 O 4 + O 2 = до=> 6Fe +3 2 O 3 Fe +3 2 O 3 + O 2 ≠ - оваа реакција е невозможна во принцип, бидејќи Нема оксиди кои содржат железо во состојба на оксидација повисока од +3.

ДЕФИНИЦИЈА

Оксиди- Класа неоргански соединенија, претставуваат врски хемиски елементсо кислород, во кој кислородот покажува состојба на оксидација од „-2“.

Исклучок е кислород дифлуорид (OF 2), бидејќи електронегативноста на флуорот е повисока од онаа на кислородот и флуорот секогаш покажува оксидациона состојба од "-1".

Оксидите, во зависност од хемиските својства што ги покажуваат, се делат на две класи - оксиди кои формираат сол и оксиди кои не формираат сол. Оксидите кои формираат сол имаат внатрешна класификација. Меѓу нив се разликуваат киселински, базни и амфотерни оксиди.

Хемиски својства на оксиди кои не формираат сол

Оксидите кои не формираат сол не покажуваат ниту кисели, базни, ниту амфотерични својства и не формираат соли. Оксидите кои не формираат сол вклучуваат оксиди на азот (I) и (II) (N 2 O, NO), јаглерод моноксид (II) (CO), силициум оксид (II) SiO итн.

И покрај фактот дека оксидите што не формираат сол не се способни да формираат соли, кога јаглерод моноксид (II) реагира со натриум хидроксид, се формира органска сол - натриум формат (сол на мравја киселина):

CO + NaOH = HCOONa.

Кога оксидите кои не формираат сол се во интеракција со кислородот, се добиваат повисоки оксиди на елементите:

2CO + O 2 = 2CO 2;

2NO + O 2 = 2NO 2.

Хемиски својства на оксидите кои формираат сол

Меѓу оксидите кои формираат сол, се разликуваат базни, кисели и амфотерни оксиди, од кои првиот, при интеракција со вода, формира бази (хидроксиди), вториот - киселини, а третиот - ги покажува својствата и на киселите и на базните оксиди.

Основни оксидиреагираат со вода за да формираат бази:

CaO + 2H2O = Ca(OH) 2 + H2;

Li 2 O + H 2 O = 2LiOH.

Кога базните оксиди реагираат со кисели или амфотерни оксиди, се добиваат соли:

CaO + SiO 2 = CaSiO 3;

CaO + Mn2O7 = Ca(MnO4)2;

CaO + Al 2 O 3 = Ca (AlO 2) 2.

Основните оксиди реагираат со киселини за да формираат соли и вода:

CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O;

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

Кога основните оксиди формирани од метали во сериите на активност по алуминиумот комуницираат со водородот, металите вклучени во оксидот се намалуваат:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

Кисели оксидиреагираат со вода за да формираат киселини:

P 2 O 5 + H 2 O = HPO 3 (метафосфорна киселина);

HPO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 (ортофосфорна киселина);

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4.

Некои кисели оксиди, на пример, силициум (IV) оксид (SiO 2), не реагираат со вода, затоа, киселините што одговараат на овие оксиди се добиваат индиректно.

Кога киселинските оксиди реагираат со базни или амфотерни оксиди, се добиваат соли:

P 2 O 5 + 3CaO = Ca 3 (PO 4) 2;

CO 2 + CaO = CaCO 3;

P 2 O 5 + Al 2 O 3 = 2AlPO 4.

Киселините оксиди реагираат со базите за да формираат соли и вода:

P2O5 + 6NaOH = 3Na3PO4 + 3H2O;

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Амфотерични оксидикомуницираат со киселински и базни оксиди (види погоре), како и со киселини и бази:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;

Al2O3 + NaOH + 3H2O = 2Na;

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;

ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 4

ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 .

Физички својства на оксидите

Повеќето оксиди цврсти материина собна температура (CuO – црн прав, CaO – бел кристална супстанција, Cr 2 O 3 – зелен прав, итн.). Некои оксиди се течности (вода - водороден оксид - безбојна течност, Cl 2 O 7 - безбојна течност) или гасови (CO 2 - безбоен гас, NO 2 - кафеав гас). Структурата на оксидите е исто така различна, најчесто молекуларна или јонска.

Добивање оксиди

Речиси сите оксиди може да се добијат со реакција на специфичен елемент со кислород, на пример:

2Cu + O 2 = 2CuO.

Формирањето на оксиди, исто така, е резултат на термичко распаѓање на соли, бази и киселини:

CaCO 3 = CaO + CO 2;

2Al(OH) 3 = Al2O3 + 3H2O;

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O.

Други методи за производство на оксиди вклучуваат печење бинарни соединенија, на пример, сулфиди, оксидација на повисоки оксиди во пониски, редукција на пониски оксиди на повисоки, интеракција на метали со вода на високи температури итн.

Примери за решавање проблеми

ПРИМЕР 1

Вежбајте

За време на електролизата на 40 mol вода, беа ослободени 620 g кислород. Определете го приносот на кислород.

Решение

Приносот на производот од реакцијата се одредува со формулата: η = m pr / m теорија × 100%. Практичната маса на кислород е масата наведена во изјавата за проблемот – 620 g. Теоретската маса на реакциониот производ е масата пресметана од равенката на реакцијата. Да ја запишеме равенката за реакција на распаѓање на водата под влијание на електрична струја: 2H 2 O = 2H 2 + O 2. Според равенката на реакцијата n(H 2 O):n(O 2) = 2:1, затоа n(O 2) = 1/2×n(H 2 O) = 20 mol. Тогаш, теоретската маса на кислород ќе биде еднаква на: