Типичные свойства основных оксидов: Химические свойства оксидов — урок. Химия, 8–9 класс.

Содержание

Химические свойства оксидов — урок. Химия, 8–9 класс.

1. Основные оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, взаимодействуют с водой, образуя растворимое в воде основание — щёлочи.

Основный оксид + вода → основание.

Например, при взаимодействии оксида кальция с водой образуется гидроксид кальция:

CaO+h3O→Ca(OH)2.

 

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

Основный оксид + кислота → соль + вода.

Например, при взаимодействии оксида меди с серной кислотой образуются сульфат меди и вода:

CuO+h3SO4→CuSO4+h3O.

 

 

3. Основные оксиды могут взаимодействовать с оксидами, принадлежащими к другим классам, образуя соли.

Основный оксид + кислотный оксид → соль.

Например, при взаимодействии оксида магния с углекислым газом образуется карбонат магния:

MgO+CO2→MgCO3.

Химические свойства кислотных оксидов

1. Кислотные оксиды могут взаимодействовать с водой, образуя кислоты.

Кислотный оксид + вода → кислота.

Например, при взаимодействии оксида серы(\(VI\)) с водой образуется серная кислота:

SO3+h3O→h3SO4.

 

Обрати внимание!

Оксид кремния SiO2 с водой не реагирует.

 

2. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду.

Кислотный оксид + основание → соль + вода.

Например, при взаимодействии оксида серы(\(IV\)) с гидроксидом натрия образуются сульфит натрия и вода:

SO2+2NaOH→Na2SO3+h3O.

3. Кислотные оксиды могут реагировать с основными оксидами, образуя соли.

Кислотный оксид + основный оксид → соль.

Например, при взаимодействии оксида углерода(\(IV\)) с оксидом кальция образуется карбонат кальция:

CO2+CaO→CaCO3.

 

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Амфотерные оксиды при взаимодействии с кислотой или кислотным оксидом проявляют свойства, характерные для основных оксидов. Так же, как основные оксиды, они взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

 

Например, при взаимодействии оксида цинка с соляной кислотой образуется хлорид цинка и вода:

ZnO+2HCl→ZnCl2+h3O.

 

2. Амфотерные оксиды при взаимодействии со щёлочью или с оксидом щелочного или щелочноземельного металла проявляют кислотные свойства. При сплавлении их со щелочами протекает химическая реакция, в результате которой образуются соль и вода.

 

Например, при сплавлении оксида цинка с гидроксидом калия образуется цинкат калия и вода: 

ZnO+2KOH→K2ZnO2+h3O.

 

Если же с гидроксидом калия сплавить оксид алюминия, кроме воды образуется алюминат калия: Al2O3+2KOH→2KAlO2+h3O.

Свойства оксидов, основные оксиды, кислотные оксиды. Получение оксидов. Оксиды азота


Свойства оксидов


Оксиды — это сложные химические вещества, представляющие собой химические соединения простых элементов с кислородом. Они бывают солеобразующими и не образующие соли.
При этом солеобразующие бывают 3-х типов: основными (от слова «основание»), кислотными и амфотерными.

Примером окислов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) — представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере. CO (окись углерода) — газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом. Существуют и другие окислы, не образующие соли.
Теперь разберём подробнее каждый вид солеобразующих окислов.


Основные оксиды


Основные оксиды — это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным относятся следующие:

K2O (окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окись железа 2-валентного).


Рассмотрим химические свойства оксидов на примерах


1. Взаимодействие с водой:

— взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H2O→ Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:
— взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H2SO4→ CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием «гипс»).

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO2→ CaCO3 (Это вещество известно всем — обычный мел!)


Кислотные оксиды


Кислотные оксиды — это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами.


Примерами кислотных окислов могут быть:


CO2 (всем известный углекислый газ), P2O5 — оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора), SO3 — триокись серы — это вещество используют для получения серной кислоты.


— химическая реакция с водой


CO2+H2O→ H2CO3 — это вещество — угольная кислота — одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для «пузырьков» газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков.


— реакция с щелочами (основаниями):


CO2+2NaOH→ Na2CO3+H2O- образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название — кальцинированная сода или стиральная сода, — отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую!


— реакция с основными оксидами:


CO2+MgO→ MgCO3 — получившая соль — карбонат магния — ещё называется «горькая соль».


Амфотерные оксиды


Амфотерные оксиды — это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами) и основаниями (или основными оксидами). Наиболее частое применение слово «амфотерный» в нашем случае относится к оксидам металлов.


Примером амфотерных оксидов могут быть:


ZnO — окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al2O3 — окись алюминия (называют еще «глинозёмом»).


Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:


— реакция с кислотным оксидом:


ZnO+H2CO3→ ZnCO3 + H2O — Образовавшееся вещество — раствор соли «карбоната цинка» в воде.


— реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH→ Na2ZnO2+H2O — полученное вещество — двойная соль натрия и цинка.


Получение оксидов


Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды.
Например, если раскалённое железный прутик, да и не только железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, — вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO:

2Fe+O2→ 2FeO

Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами.
Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка

2Zn+O2→ 2ZnO

Горение угля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа

2C+O2→ 2CO — образование угарного газа.

C+O2→ CO2 — образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом угарный газ окисляется, превращаясь в углекислый газ.


Получение оксидов можно осуществить другим способом — путём химической реакции разложения.
Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов:

Fe(OH)2→ FeO+H2O

Твёрдый оксид алюминия — минерал корундОксид железа (III). Поверхность планеты Марс имеет красновато-оранжевый цвет из-за наличия в грунте оксида железа (III).Твёрдый оксид алюминия — корундРастворы оксидов

2Al(OH)3→ Al2O3+3H2O,

а также при разложении отдельных кислот:

H2CO3→ H2O+CO2 — разложение угольной кислоты

H2SO3→ H2O+SO2 — разложение сернистой кислоты

Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании:

CaCO3→ CaO+CO2 — прокаливанием мела получают окись кальция (или негашенную известь) и углекислый газ.

2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2 — в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).

Ещё одним способом, которым можно осуществить получение окислов — это окислительно-восстановительные реакции

Cu + 4HNO3(конц. )→ Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4(конц.)→ 3SO2 + 2H2O

Оксиды хлора

Молекула ClO2Молекула Cl2O7Закись азота N2OАзотистый ангидрид N2O3Азотный ангидрид N2O5Бурый газ NO2

Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7.
Все они, за исключением Cl2O7, имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO2, Cl2O6. Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты:


Так, Cl2O — кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.

Cl2O + H2O→ 2HClO — Хлорноватистая кислота

ClO2кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:

ClO2 + H2O→ HClO2 + HClO3

Cl2O6 — тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот:

Cl2O6 + H2O→ HClO3 + HClO4


И, наконец, Cl2O7 — бесцветная жидкость — кислотный оксид хлора хлорной кислоты:

Cl2O7 + H2O→ 2HClO4

Оксиды азота

Азот — газ, который образует 5 различных соединений с кислородом — 5 оксидов азота. А именно:


— N2O — гемиоксид азота. Другое его название известно в медицине под названием веселящий газ или закись азота — это бесцветный сладковатый и приятный на вкус на газ.

— NO — моноксид азота — бесцветный, не имеющий ни запаха ни вкуса газ.

— N2O3азотистый ангидрид — бесцветное кристаллическое вещество

— NO2диоксид азота. Другое его название — бурый газ — газ действительно имеет буро-коричневый цвет

— N2O5азотный ангидрид — синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0C


Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO — моноксид азота и NO2 — диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N2O не реагируют ни с водой, ни с щелочами. Азотистый ангидрид (N2O3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO2, которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое вещество азотную кислоту
Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота:

Реакция с водой:

2NO2 + H2O→ HNO3 + HNO2 — образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO3 и азотистая кислота.

Реакция с щелочью:

2NO2 + 2NaOH→ NaNO3 + NaNO2 + H2O — образуются две соли: нитрат натрия NaNO3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты).

Реакция с солями:

2NO2 + Na2CO3→ NaNO3 + NaNO2 + CO2 — образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.


Получают диоксид азота (NO2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом:

2NO + O2→ 2NO2

Оксиды железа

Железо образует два оксида: FeO — оксид железа (2-валентный) — порошок чёрного цвета, который получают восстановлением оксида железа (3-валентного) угарным газом по следующей химической реакции:

Fe2O3+CO→ 2FeO+CO2

Этот основной оксид, легко вступающий в реакции с кислотами. Он обладает восстановительными свойствами и быстро окисляется в оксид железа (3-валентный).

4FeO +O2→ 2Fe2O3

Оксид железа (3-валентный) — красно-бурый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (может взаимодействовать и с кислотами и со щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что наиболее часто он его используют, как основной оксид .

Есть ещё так называемы смешанный оксид железа Fe3O4. Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным железняком или магнетитом).
Если железо сгорает, то в результате реакции горения образуется окалина, состоящая сразу из двух оксидов: оксида железа (III) и (II) валентные.

Оксид серы

Сернистый газ SO2

Оксид серы SO2 — или сернистый газ относится к кислотным оксидам, но кислоту не образует, хотя отлично растворяется в воде — 40л оксида серы в 1 л воды (для удобства составления химических уравнений такой раствор называют сернистой кислотой).

При нормальных обстоятельствах — это бесцветный газ с резким и удушливым запахом горелой серы. При температуре всего -10 0C его можно перевести в жидкое состояние.

В присутствии катализатора -оксида ванадия (V2O5) оксид серы присоединяет кислород и превращается в триоксид серы

2SO2 +O2→ 2SO3

Растворённый в воде сернистый газ — оксид серы SO2 — очень медленно окисляется, в результате чего сам раствор превращается в серную кислоту

Если сернистый газ пропускать через раствор щелочи, например, гидроксида натрия, то образуется сульфит натрия (или гидросульфит — смотря сколько взять щёлочи и сернистого газа)

NaOH + SO2→ NaHSO3сернистый газ взят в избытке

2NaOH + SO2→ Na2SO3 + H2O

Если сернистый газ не реагирует с водой, то почему его водный раствор даёт кислую реакцию?! Да, не реагирует, но он сам окисляется в воде, присоединяя к себе кислород. И получается, что в воде накапливаются свободные атомы водорода, которые и дают кислую реакцию (можете проверить каким-нибудь индикатором!)

Химические свойства основных оксидов | CHEMEGE.RU

 

Подробно про оксиды, их классификацию и способы получения можно прочитать здесь.

 

1. Взаимодействие с водой. С водой способны реагировать только основные оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды (щелочи). Щелочи образуют щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и щелочно-земельные (кальций, стронций, барий). Оксиды остальных металлов с водой химически не реагируют. Оксид магния реагирует с водой при кипячении.

CaO + H2O → Ca(OH)2

CuO + H2O ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)2 — нерастворимый гидроксид)

 

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. При взаимодействии основным оксидов с кислотами образуется соль этой кислоты и вода. При взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль:

основный оксид + кислота = соль + вода

основный оксид + кислотный оксид = соль

При взаимодействии основных оксидов с кислотами и их оксидами работает правило:

Хотя бы одному из реагентов должен соответствовать сильный гидроксид (щелочь или сильная кислота).

Иными словами, основные оксиды, которым соответствуют щелочи, реагируют со всеми кислотными оксидами и их кислотами. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые гидроксиды, реагируют только с сильными кислотами и их оксидами (N2O5, NO2, SO3 и т.д.).

Основные оксиды, которым соответствуют щелочи Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания
Реагируют со всеми кислотами и их оксидами Реагируют только с сильными кислотами и их оксидами
Na2O + SO2 → Na2SO3 CuO + N2O5 → Cu(NO3)2

 

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.

При взаимодействии основных оксидов с амфотерными образуются соли:

основный оксид  + амфотерный оксид = соль

С амфотерными оксидами при сплавлении взаимодействуют только основные оксиды, которым соответствуют щелочи. При этом образуется соль. Металл в соли берется из более основного оксида, кислотный остаток — из более кислотного. В данном случае амфотерный оксид образует кислотный остаток.

K2O + Al2O3 → 2KAlO2

CuO + Al2O3 (реакция не идет, т.к. Cu(OH)2 — нерастворимый гидроксид)

(чтобы определить кислотный остаток, к формуле амфотерного или кислотного оксида добавляем молекулу воды: Al2O3 + H2O = H2Al2O4 и делим получившиеся индексы пополам, если степень окисления элемента нечетная: HAlO2. Получается алюминат-ион AlO2. Заряд иона легко определить по числу присоединенных атомов водорода — если атом водорода 1, то заряд аниона будет -1, если 2 водорода, то -2 и т.д.).

Амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются, поэтому реагировать с основными оксидами фактически не могут.

4. Взаимодействие оксидов металлов с восстановителями.

При оценке окислительно-восстановительной активности металлов и их ионов можно использовать электрохимический ряд напряжений металлов:

 

 

Восстановительные свойства (способность отдавать электроны) у простых веществ-металлов здесь увеличиваются справа налево, окислительные свойства ионов металлов — увеличиваются наоборот, слева направо. При этом некоторые ионы металлов в промежуточных степенях окисления могут проявлять также восстановительные свойства (например ион Fe2+ можно окислить до иона Fe3+).

Более подробно про окислительно-восстановительные реакции можно прочитать здесь.

Таким образом, ионы некоторых металлов — окислители (чем правее в ряду напряжений, тем сильнее). При взаимодействии с восстановителями металлы переходят в степень окисления 0.

4.1. Восстановление углем или угарным газом.

Углерод (уголь) восстанавливает из оксидов до простых веществ только металлы, расположенные в ряду активности после алюминия. Реакция протекает только при нагревании.

FeO + C = Fe + CO

 

 

Активные металлы, расположенные в ряду активности левее алюминия, активно взаимодействуют с углеродом, поэтому при взаимодействии их оксидов с углеродом образуются карбиды и угарный газ:

CaO + 3C = CaC2 + CO

Угарный газ также восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные после алюминия в электрохимическом ряду:

Fe2O3 + CO = Al2O3  + CO2

CuO + CO = Cu + CO2

 

 

4. 2. Восстановление водородом.

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия.  Реакция с водородом протекает только в жестких условиях – под давлением и при нагревании.

CuO + H2 = Cu + H2O

 

 

 

4.3. Восстановление более активными металлами (в расплаве или растворе, в зависимости от металла)

 

При этом более активные металлы вытесняют менее активные. То есть добавляемый к оксиду металл должен быть расположен левее в ряду активности, чем металл из оксида. Реакции, как правило, протекают при нагревании.

Например, оксид цинка взаимодействует с алюминием:

3ZnO + 2Al  =  Al2O3 + 3Zn

но не взаимодействует с медью:

ZnO + Cu ≠

Восстановление металлов из оксидов с помощью других металлов — это очень распространенный процесс. 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.

Например, цезий взрывается на воздухе.

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:

2Fe2O3 + 4Al → 4Fe + 2Al2O3

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

 

 

 

4. 4. Восстановление аммиаком.

Аммиаком можно восстанавливать только оксиды неактивных металлов. Реакция протекает только при высокой температуре.

Например, аммиак восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2NH3 = 3Cu + 3H2O + N2

 

5. Взаимодействие оксидов металлов с окислителями.

Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы могут повышать степень окисления, например Fe2+, Cr2+, Mn2+ и др.) могут выступать в качестве восстановителей.

Например, оксид железа (II) можно окислить кислородом до оксида железа (III):

4FeO + O2 = 2Fe2O3

Основные оксиды — получение и химические свойства » HimEge.ru

Основными  называются  такие  оксиды,  которым  соответствуют  основания.   Например,  Na2O, CaO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)2 .

Получение основных оксидов

  1. Взаимодействие металла с кислородом:

2Mg + O2 = 2MgO,

2Cu + O2 = 2CuO.

Этот метод неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды и супероксиды, и только литий, сгорая, образует оксид Li2O.

2. Обжиг сульфидов:

2CuS + 3O2 = 2 CuO + 2SO2,

4FeS2 + 11O2 = 2 Fe2O3 + 8SO2.

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

3. Разложение нерастворимых оснований (при t):

Сu(OH)2 = CuO + H2O.

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот — чаще нитратов и карбонатов (при t):

ВаСО3 = ВаО + СО2,

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2,

4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2.

Свойства основных оксидов

Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О—2, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

1. Большинство основных оксидов не распадаются при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

2HgO = 2Hg + O2,

2Ag2O = 4Ag + O2.

2. Типичные реакции с образованием солей:

с кислотными оксидами:  BaO + SiO2 = BaSiO3
с амфотерными оксидами:  MgO + Al2O3 = Mg(AlO2)2
с кислотами:  СaО + Н24 = CaSО4 + Н2О

 

3. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Li2O + H2O = 2LiOH,

CaO + H2O = Ca(OH)2.

4. Как и все другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe,

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O,

4FeO + O2 = 2Fe2O3.

Химические свойства оксидов для ЕГЭ 2021 / Блог / Справочник :: Бингоскул

Классификация оксидов:

1 группа — несолеобразующие N2O, NO, CO, SiO.

2 группа — солеобразующие:

  1. Основные — это такие оксиды, которым соответствуют основания. Оксиды металлов, степень окисления которых +1, +2 : Na2O, CaO, CuO, FeO, CrO. Реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания: 1) щелочные металлы; 2) щелочноземельные металлы; 3) некоторые — CrO, MnO, FeO. Типичные реакции основных оксидов:
    • Основный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
    • Основный оксид + кислотный оксид → соль (реакция соединения)
    • Основный оксид + вода → щелочь (реакция соединения).
  2. Кислотные— это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Оксиды неметаллов. Оксиды металлов, степень окисления которых > +5: SO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7. Реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Типичные реакции кислотных оксидов:
    • Кислотный оксид + основание → соль + вода (реакция обмена).
    • Кислотный оксид + основный оксид → соль (реакция соединения).
    • Кислотный оксид + вода → кислота (реакция соединения)
  3. Амфотерные — это оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Оксиды металлов, степень окисления которых +2, +3, +4: BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, MnO2. Взаимодействуют как с кислотами так и с основаниями. Реагируют с основными и кислотными оксидами. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются. Типичные реакции амфотерных оксидов:
    • Амфотерный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
    • Амфотерный оксид + основание → соль + вода или комплексное соединение.

Оксид углерода 2 и 4

Оксид углерода(II) в химическом отношении – инертное вещество. Не реагирует с водой, однако при нагревании с расплавленными щелочами образует соли муравьиной кислоты: CO + NaOH = HCOONa.

 

Взаимодействие с кислородом

При нагревании в кислороде сгорает красивым синим пламенем: 2СО + О2 = 2СО2.

 

Взаимодействие с водородом: СО + Н2 = С + Н2О.

 

Взаимодействие с другими неметаллами. При облучении и в присутствии катализатора взаимодействует с галогенами: СО + Cl2 = COCl2 (фосген). и серой СО + S = COS (карбонилсульфид).

 

Восстановительные свойства

СО – энергичный восстановитель. Восстанавливает многие металлы из их оксидов:

C+2O + CuO = Сu + C+4O2.

 

Взаимодействие с переходными металлами

С переходными металлами образует карбонилы:

  • Ni + 4CO = Ni(CO)4;
  • Fe + 5CO = Fe(CO)5.

 

Оксид углерода (IV) (углекислый газ, диоксид углерода, двуокись углерода,угольный ангидрид) — CO2, бесцветный газ (в нормальных условиях), без запаха, со слегка кисловатым вкусом. Химически оксид углерода (IV) инертен.

 

Окислительные свойства

С сильными восстановителями при высоких температурах проявляет окислительные свойства. Углем восстанавливается до угарного газа: С + СО2 = 2СО.

Магний, зажженный на воздухе, продолжает гореть и в атмосфере углекислого газа: 2Mg + CO2 = 2MgO + C.

 

Свойства кислотного оксида

Типичный кислотный оксид. Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:

  • Na2O + CO2 = Na2CO3,
  • 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O,
  • NaOH + CO2 = NaHCO3.

 

Качественна реакция — для обнаружения углекислого газа является помутнение известковой воды:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.

 

В начале реакции образуется белый осадок, который исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат: CaCO3 + H2O + CO2 = Сa(HCO3)2.


Изучай химические свойства

Решай с ответами:

Химические свойства основных классов неорганических соединений. Оксиды, кислоты, основания, соли

Кислотные оксиды

  1. Кислотный оксид + вода = кислота (исключение — SiO2)

    SO3 + H2O = H2SO4

    Cl2O7 + H2O = 2HClO4
  2. Кислотный оксид + щелочь = соль + вода

    SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

    P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O
  3. Кислотный оксид + основный оксид = соль

    CO2 + BaO = BaCO3

    SiO2 + K2O = K2SiO3


Основные оксиды

  1. Основный оксид + вода = щелочь (в реакцию вступают оксиды щелочных и щелочноземельных металлов)

    CaO + H2O = Ca(OH)2

    Na2O + H2O = 2NaOH
  2. Основный оксид + кислота = соль + вода

    CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O

    3K2O + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O
  3. Основный оксид + кислотный оксид = соль

    MgO + CO2 = MgCO3

    Na2O + N2O5 = 2NaNO3
  • Оксиды. Классификация, получение, свойства. Часть I
  • Оксиды. Классификация, получение, свойства. Часть II
  • Оксиды. Классификация, получение, свойства. Часть III

    Амфотерные оксиды

    1. Амфотерный оксид + кислота = соль + вода

      Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

      ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
    2. Амфотерный оксид + щелочь = соль (+ вода)

      ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O (Правильнее: ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4])

      Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
      (Правильнее: Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4])
    3. Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

      ZnO + CO2 = ZnCO3
    4. Амфотерный оксид + основный оксид = соль (при сплавлении)

      ZnO + Na2O = Na2ZnO2

      Al2O3 + K2O = 2KAlO2

      Cr2O3 + CaO = Ca(CrO2)2


    Кислоты

    1. Кислота + основный оксид = соль + вода

      2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + H2O

      3H2SO4 + Fe2O3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O
    2. Кислота + амфотерный оксид = соль + вода

      3H2SO4 + Cr2O3 = Cr2(SO4)3 + 3H2O

      2HBr + ZnO = ZnBr2 + H2O
    3. Кислота + основание = соль + вода

      H2SiO3 + 2KOH = K2SiO3 + 2H2O

      2HBr + Ni(OH)2 = NiBr2 + 2H2O
    4. Кислота + амфотерный гидроксид = соль + вода

      3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H2O

      2HNO3 + Zn(OH)2 = Zn(NO3)2 + 2H2O
    5. Сильная кислота + соль слабой кислоты = слабая кислота + соль сильной кислоты

      2HBr + CaCO3 = CaBr2 + H2O + CO2

      H2S + K2SiO3 = K2S + H2SiO3
    6. Кислота + металл (находящийся в ряду напряжений левее водорода) = соль + водород

      2HCl + Zn = ZnCl2 + H2

      H2SO4 (разб. ) + Fe = FeSO4 + H2

      Важно: кислоты-окислители (HNO3, конц. H2SO4) реагируют с металлами по-другому.


    Амфотерные гидроксиды

    1. Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода

      2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O

      Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O
    2. Амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода (при сплавлении)

      Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O

      Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
    3. Амфотерный гидроксид + щелочь = соль (в водном растворе)

      Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

      Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4]

      Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]

      Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

      Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]


    Щелочи

    1. Щелочь + кислотный оксид = соль + вода

      Ba(OH)2 + N2O5 = Ba(NO3)2 + H2O

      2NaOH + CO2 = Na2СO3 + H2O
    2. Щелочь + кислота = соль + вода

      3KOH + H3PO4 = K3PO4 + 3H2O

      Bа(OH)2 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + 2H2O
    3. Щелочь + амфотерный оксид = соль + вода

      2NaOH + ZnO = Na2ZnO2 + H2O (Правильнее: 2NaOH + ZnO + H2O = Na2[Zn(OH)4])
    4. Щелочь + амфотерный гидроксид = соль (в водном растворе)

      2NaOH + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4]

      NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
    5. Щелочь + растворимая соль = нерастворимое основание + соль

      Ca(OH)2 + Cu(NO3)2 = Cu(OH)2 + Ca(NO3)2

      3KOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3KCl
    6. Щелочь + металл (Al, Zn) + вода = соль + водород

      2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2

      2KOH + 2Al + 6H2O = 2K[Al(OH)4] + 3H2


    Соли

    1. Соль слабой кислоты + сильная кислота = соль сильной кислоты + слабая кислота

      Na2SiO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2SiO3

      BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + H2O + CO2 (H2CO3)
    2. Растворимая соль + растворимая соль = нерастворимая соль + соль

      Pb(NO3)2 + K2S = PbS + 2KNO3

      СaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl
    3. Растворимая соль + щелочь = соль + нерастворимое основание

      Cu(NO3)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Cu(OH)2

      2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3
    4. Растворимая соль металла (*) + металл (**) = соль металла (**) + металл (*)

      Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

      Cu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag

      Важно: 1) металл (**) должен находиться в ряду напряжений левее металла (*), 2) металл (**) НЕ должен реагировать с водой.


    Возможно, вам также будут интересны другие разделы справочника по химии:




  • Специфические свойства оксидов. Оксиды. Получение и свойства. Типичные реакции амфотерных оксидов

    Оксиды
    — сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых — атом кислорода в степени окисления -2
    .
    По способности образовывать соли оксиды делят на солеобразующие
    и несолеобразующие
    (СО,SiO,NO,N 2 О). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, классифицируют на основные, кислотные и амфотерные
    .
    Основными называются оксиды, которым соответствуют основания, кислотными — оксиды, которым отвечают кислоты. К амфотерным относятся оксиды, проявляющие химические свойства как основных, так и кислотных оксидов.
    Основные оксиды образуют только элементы-металлы: щелочные (Li 2 О, Na 2 О, К 2 О, Cs 2 О, Rb 2 О), щелочноземельные (CaO, SrO, BaO, RaO) и магний (MgO), а также металлы d-семейства в степени окисления +1, +2, реже +3(Cu 2 O, CuO, Ag 2 O, СrO, FeO, MnO, СоO, NiO).

    Кислотные оксиды образуют как элементы-неметаллы (СО 2 , SO 2 , NO 2 ,Р 2 O 5 , Cl 2 O 7), так и элементы-металлы, степень окисления атома металла должна быть +5 и выше(V 2 O 5 , СrO 3 , Mn 2 O 7 , MnO 3). Амфотерные оксиды образуют только элементы металлы (ZnO, AI 2 O 3 , Fe 2 O 3 , BeO, Cr 2 O 3 , PbO, SnO, MnO 2).

    В обычных условиях оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях: все основные и амфотерные оксиды твердые вещества, кислотные оксиды могут быть жидкими (SO 3 ,Сl 2 O7,Mn 2 O7), газообразными (CO 2 , SO 2 , NO 2) и твердыми (P 2 O 5 , SiO 2). Некоторые имеют запах (NO 2 , SO 2), однако большинство оксидов запаха не имеют. Одни оксиды окрашены: бурый газ NO 2 , вишнево-красный CrO 3 , черные CuO и Ag 2 O, красные Cu 2 O и HgO, коричневый Fe 2 O 3 , белые SiO 2 , Аl 2 O 3 и ZnO, другие — бесцветные (H 2 O, CO 2 , SO 2).

    Большинство оксидов устойчивы при нагревании; легко разлагаются при нагревании оксиды ртути и серебра. Основные и амфотерные оксиды имеют , для них характерна кристаллическая решетка ионного типа. Большинство кислотных оксидов вещества (одно из немногих исключений — оксид кремния (IV), имеющий атомную кристаллическую решетку).

    Al 2 O 3 +6KOH+3H 2 O=2K 3 — гексагидроксоалюминат калия;
    ZnO+2NaOH+H 2 O=Na 2 — тетрагидроксоцинкат натрия;

    2. Классификация, получение и свойства оксидов

    Из бинарных соединений наиболее известны оксиды. Оксидами
    называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является
    кислород, имеющий степень окисления -2.
    По функциональным признакам
    оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные)
    .
    Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и
    амфотерные.

    Названия оксидов
    образуются с применением слова «оксид» и русского названия элемента в
    родительном падеже с указанием римскими цифрами валентности элемента, например:
    SO
    2
    — оксид серы (IV
    ),
    SO
    3
    — оксид серы (VI
    ),
    CrO
    — оксид хрома (II
    ),
    Cr
    2
    O
    3
    — оксид хрома (III
    ).

    2.1. Основные оксиды

    Основными называются
    оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с
    образованием солей.

    К основным оксидам
    относятся оксиды типичных металлов , им соответствуют гидроксиды, обладающие
    свойствами оснований (основные гидроксиды), причем степень окисления элемента
    не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду, например,

    Получение
    основных оксидов

    1. Окисление металлов при
    нагревании в атмосфере кислорода:

    2Mg
    + O 2 = 2MgO,

    2Cu
    + O 2 = 2CuO.

    Этот метод неприменим для щелочных
    металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды и супероксиды, и только
    литий, сгорая, образует оксид
    Li
    2
    O
    .

    2. Обжиг сульфидов:

    2
    CuS
    + 3
    O
    2
    = 2
    CuO
    +
    2
    SO
    2
    ,

    4
    FeS
    2
    + 11
    O
    2
    = 2
    Fe
    2
    O
    3
    + 8
    SO
    2
    .

    Метод неприменим для сульфидов
    активных металлов , окисляющихся до сульфатов.

    3. Разложение гидроксидов
    (при высокой температуре):

    С
    u
    (OH
    ) 2 =
    CuO
    +
    H
    2
    O
    .

    Этим методом нельзя получить оксиды
    щелочных металлов.

    4. Разложение солей
    кислородсодержащих кислот (при высокой температуре):

    ВаСО
    3
    =
    ВаО
    +
    СО
    2
    ,

    2Pb(NO 3) 2
    = 2PbO + 4NO 2 + O 2 ,

    4
    FeSO
    4
    = 2
    Fe
    2
    O
    3
    + 4
    SO
    2
    +
    O
    2
    .

    Этот способ получения оксидов
    особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для
    основных солей:

    (ZnOH) 2 CO 3
    = 2ZnO +CO 2 + H 2 O.

    Свойства основных оксидов

    Большинство основных
    оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера,
    в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно
    связанные с оксид-ионами О —2 , поэтому оксиды типичных металлов
    обладают высокими температурами плавления и кипения.

    1. Большинство основных
    оксидов не распадаются при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и
    благородных металлов:

    2HgO
    = 2Hg + O 2 ,

    2Ag 2 O
    = 4Ag + O 2 .

    2. Основные оксиды при
    нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с
    кислотами:

    BaO
    + SiO 2 = BaSiO 3 ,

    MgO
    + Al 2 O 3 = Mg(AlO 2) 2 ,

    ZnO
    + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O.

    3. Присоединяя
    (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания
    (основные гидроксиды). Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов
    непосредственно реагируют с водой:

    Li
    2
    O
    +
    H
    2
    O
    = 2
    LiOH
    ,

    CaO
    +
    H
    2
    O
    =
    Ca
    (OH
    ) 2 .

    Исключение составляет оксид магния
    MgO
    . Из него нельзя получить гидроксид
    магния
    Mg
    (OH
    ) 2 при взаимодействии с водой.

    4. Как и все другие типы
    оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные
    реакции:

    Fe 2 O 3
    + 2Al = Al 2 O 3 + 2Fe,

    3CuO
    + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O,

    4
    FeO
    +
    O
    2
    = 2
    Fe
    2
    O
    3
    .

    М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

    Взаимодействие оксидов с кислотами

    С кислотами реагируют основные и амфотерные оксиды. При этом образуются соли и вода:

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

    Несолеобразующие оксиды не реагируют с кислотами вообще, а кислотные оксиды не реагируют с кислотами в большинстве случаев.

    Когда все-таки кислотный оксид реагирует с кислотой?

    Решая часть ЕГЭ с вариантами ответа, вы должны условно считать, что кислотные оксиды не реагируют ни с кислотными оксидами, ни с кислотами, за исключением следующих случаев:

    1) диоксид кремния, будучи кислотным оксидом, реагирует с плавиковой кислотой, растворяясь в ней. В частности, благодаря этой реакции в плавиковой кислоте можно растворить стекло. В случае избытка HF уравнение реакции имеет вид:

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

    а в случае недостатка HF:

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

    2) SO 2 , будучи кислотным оксидом, легко реагирует с сероводородной кислотой H 2 S по типу сопропорционирования
    :

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

    3) Оксид фосфора (III) P 2 O 3 может реагировать с кислотами-окислителями, к которым относятся концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации. При этом степень окисления фосфора повышается от значения +3 до +5:

    P 2 O 3 + 2H 2 SO 4 + H 2 O =t o
    =>
    2SO 2 + 2H 3 PO 4
    (конц. )
    3P 2 O 3 + 4HNO 3 + 7H 2 O =t o
    =>
    4NO + 6H 3 PO 4
    (разб.)
    P 2 O 3 + 4HNO 3 + H 2 O =t o
    =>
    2H 3 PO 4 + 4NO 2
    (конц.)

    4) Оксид серы (IV) SO 2 может быть окислен азотной кислотой, взятой в любой концентрации. При этом степень окисления серы повышается с +4 до +6.

    2HNO 3 + SO 2 =t o
    =>
    H 2 SO 4 + 2NO 2
    (конц.)
    2HNO 3 + 3SO 2 + 2H 2 O =t o
    =>
    3H 2 SO 4 + 2NO
    (разб.)

    Взаимодействие оксидов с гидроксидами металлов

    С гидроксидами металлов как основными, так и амфотерными реагируют кислотные оксиды. При этом образуется соль, состоящая из катиона металла (из исходного гидроксида металла) и кислотного остатка кислоты, соответствующей кислотному оксиду.

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

    Кислотные оксиды, которым соответствуют слабые кислоты или кислоты средней силы, с щелочами могут образовывать как нормальные, так и кислые соли:

    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

    «Привередливые» оксиды CO 2 и SO 2 , активности которых, как уже было сказано, не хватает для протекания их реакции с малоактивными основными и амфотерными оксидами, тем не менее, реагируют с большей частью соответствующих им гидроксидов металлов. Точнее, углекислый и сернистый газы взаимодействуют с нерастворимыми гидроксидами в виде их суспензии в воде. При этом образуются только осно
    вные соли, называемые гидроксокарбонатами и гидроксосульфитами, а образование средних (нормальных) солей невозможно:

    2Zn(OH) 2 + CO 2 = (ZnOH) 2 CO 3 + H 2 O
    (в растворе)

    2Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O
    (в растворе)

    Однако с гидроксидами металлов в степени окисления +3, например, такими, как Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , Fe(OH) 3 и т.д., углекислый и сернистый газ не реагируют вовсе.

    Следует отметить также особую инертность диоксида кремния (SiO 2), в природе наиболее часто встречаемого в виде обычного песка. Данный оксид является кислотным, однако из гидроксидов металлов способен реагировать только с концентрированными (50-60%) растворами щелочей, а также с чистыми (твердыми) щелочами при сплавлении. При этом образуются силикаты:

    2NaOH + SiO 2 =
    t o

    => Na 2 SiO 3 + H 2 O

    Амфотерные оксиды из гидроксидов металлов реагируют только со щелочами (гидроксидами щелочных и щелочноземельных металлов). При этом при проведении реакции в водных растворах образуются растворимые комплексные соли:

    ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2
    — тетрагидроксоцинкат натрия

    BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2
    — тетрагидроксобериллат натрия

    Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na
    — тетрагидроксоалюминат натрия

    Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3
    — гексагидроксохромат (III) натрия

    А при сплавлении этих же амфотерных оксидов со щелочами получаются соли, состоящие из катиона щелочного или щелочноземельного металла и аниона вида MeO 2 x- , где x
    = 2 в случае амфотерного оксида типа Me +2 O и x
    = 1 для амфотерного оксида вида Me 2 +2 O 3:

    ZnO + 2NaOH =
    t o

    => Na 2 ZnO 2 + H 2 O

    BeO + 2NaOH =
    t o

    => Na 2 BeO 2 + H 2 O

    Al 2 O 3 + 2NaOH =
    t o

    => 2NaAlO 2 + H 2 O

    Cr 2 O 3 + 2NaOH =
    t o

    => 2NaCrO 2 + H 2 O

    Fe 2 O 3 + 2NaOH =
    t o

    => 2NaFeO 2 + H 2 O

    Следует отметить, что соли, получаемые сплавлением амфотерных оксидов с твердыми щелочами, могут быть легко получены из растворов соответствующих комплексных солей их упариванием и последующим прокаливанием:

    Na 2 =
    t o

    => Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

    Na =
    t o

    => NaAlO 2 + 2H 2 O

    Взаимодействие оксидов с солями

    Чаще всего соли с оксидами не реагируют.

    Однако следует выучить следующие исключения из данного правила, часто встречающиеся на экзамене.

    Одним из таких исключений является то, что амфотерные оксиды, а также диоксид кремния (SiO 2) при их сплавлении с сульфитами и карбонатами вытесняют из последних сернистый (SO 2) и углекислый (CO 2) газы соответственно. Например:

    Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 =
    t o

    => 2NaAlO 2 + CO 2

    SiO 2 + K 2 SO 3 =
    t o

    => K 2 SiO 3 + SO 2

    Также к реакциям оксидов с солями можно условно отнести взаимодействие сернистого и углекислого газов с водными растворами или взвесями соответствующих солей — сульфитов и карбонатов, приводящее к образованию кислых солей:

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

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

    Также сернистый газ при пропускании его через водные растворы или взвеси карбонатов вытесняет из них углекислый газ благодаря тому, что сернистая кислота является более сильной и устойчивой кислотой, чем угольная:

    K 2 СO 3 + SO 2 = K 2 SO 3 + CO 2

    ОВР с участием оксидов

    Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.
    Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор
    , который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.

    Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.

    Классификация оксидов

    Все оксиды, по способности образовать соли, можно разделить на две группы:

    1. Солеобразующие
      оксиды (CO 2 , N 2 O 5 ,Na 2 O, SO 3 и т. д.)
    2. Несолеобразующие
      оксиды(CO, N 2 O,SiO, NO и т. д.)

    В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:

    • Основные оксиды
      — (Оксиды металлов — Na 2 O, CaO, CuO и т д)
    • Кислотные оксиды
      — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления V-VII — Mn 2 O 7 ,CO 2 , N 2 O 5 , SO 2 , SO 3 и т д)
    • (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)

    Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты
    . Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания
    , которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность
    .

    CO 2 – оксид углерода (IV)

    N 2 O 3 – оксид азота (III)

    Физические свойства оксидов

    Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н 2 О), так и газами (СО 2 , SO 3) или твёрдыми веществами (Al 2 O 3 , Fe 2 O 3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н 2 О, СО) и белой (ZnO, TiO 2) до зелёной (Cr 2 O 3) и даже чёрной (CuO).

    • Основные оксиды

    Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:

    • Кислотные оксиды

    Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.

    Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:

    Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:

    Получение оксидов

    Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.

    Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований:Взаимодействие некоторых металлов с водой:

    Применение оксидов

    Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO 3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.

    Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

    Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

    Оксид кремния SiO 2 является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr 2 O 3 применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).

    Оксид углерода CO 2 , который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.

    Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Оксиды могут быть солеобразующими и несолеобразующими: одним из видов солеобразующих оксидов являются основные оксиды. Чем они отличаются от других видов, и каковы их химические свойства?

    Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Если основным оксидам соответствуют основания, то кислотным – кислоты, а амфотерным оксидам соответствуют амфотерные образования. Амфотерными оксидами называют такие соединения, которые в зависимости от условий могут проявлять либо основные, либо кислотные свойства.

    Рис. 1. Классификация оксидов.

    Физические свойства оксидов очень разнообразны. Они могут быть как газами (CO 2), так и твердыми (Fe 2 O 3) или жидкими веществами (H 2 O).

    При этом большинство основных оксидов является твердыми веществами различных цветов.

    оксиды, в которых элементы проявляют свою высшую активность называются высшими оксидами. Порядок возрастания кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

    Химические свойства основных оксидов

    Основными оксидами называются оксиды, которым соответствуют основания. Например, основным оксидам K 2 O, СaO соответствуют основания KOH, Ca(OH) 2 .

    Рис. 2. Основные оксиды и соответствующие им основания.

    Основные оксиды образуются типичными металлами, а также металлами переменной валентности в низшей степени окисления (например, CaO, FeO), реагируют с кислотами и кислотными оксидами, образуя при этом соли:

    CaO (основной оксид)+CO 2 (кислотный оксид)=СaCO 3 (соль)

    FeO (основной оксид)+H 2 SO 4 (кислота)=FeSO 4 (соль)+2H 2 O (вода)

    Основные оксиды также взаимодействуют с амфотерными оксидами, в результате чего происходит образование соли, например:

    С водой реагируют только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов:

    BaO (основной оксид)+H 2 O (вода)=Ba(OH) 2 (основание щелочнозем. металла)

    Многие основные оксиды имеют характер восстанавливаться до веществ, состоящих из атомов одного химического элемента:

    3CuO+2NH 3 =3Cu+3H 2 O+N 2

    При нагревании разлагаются только оксиды ртути и благородных металлов:

    Рис. 3. Оксид ртути.

    Список основных оксидов:

    Название оксида

    Химическая формула

    Свойства

    Оксид кальция CaO негашенная известь, белое кристаллическое вещество
    Оксид магния MgO белое вещество, малорастворимое в воде
    Оксид бария BaO бесцветные кристаллы с кубической решеткой
    Оксид меди II CuO вещество черного цвета практически нерастворимое в воде
    HgO твердое вещество красного или желто-оранжевого цвета
    Оксид калия K 2 O бесцветное или бледно-желтое вещество
    Оксид натрия Na 2 O вещество, состоящее из бесцветных кристаллов
    Оксид лития Li 2 O вещество, состоящее из бесцветных кристаллов, которые имеют строение кубической решетки

    оксидов | Введение в химию

    Цель обучения
    • Обсудите химические свойства оксидов.

    Ключевые моменты
      • Оксиды металлов обычно содержат анион кислорода в степени окисления -2.
      • Благородные металлы (такие как золото или платина) ценятся, потому что они сопротивляются прямому химическому соединению с кислородом, а такие вещества, как оксид золота (III), должны образовываться косвенным путем.
      • Поверхность большинства металлов состоит из оксидов и гидроксидов в присутствии воздуха.
      • Металлы имеют тенденцию образовывать основные оксиды, неметаллы — кислые оксиды, а амфотерные оксиды образуются элементами, расположенными на границе между металлами и неметаллами (металлоидами).

    Условия
    • пассивация Самопроизвольное образование твердой нереактивной поверхностной пленки (обычно оксида или нитрида), которая препятствует дальнейшей коррозии.
    • оксид — бинарное химическое соединение кислорода с другим химическим элементом.
    • кокс Твердый остаток от обжига угля в коксовой печи; используется в основном в качестве топлива и при производстве стали, а ранее в качестве бытового топлива.

    Химические свойства оксидов

    Оксид — это химическое соединение, которое содержит по крайней мере один атом кислорода и еще один элемент в своей химической формуле. Оксиды металлов обычно содержат анион кислорода в степени окисления -2. Большая часть земной коры состоит из твердых оксидов в результате окисления элементов кислородом воздуха или воды.При сжигании углеводородов образуются два основных оксида углерода: монооксид углерода (CO) и диоксид углерода (CO 2 ). Даже материалы, которые считаются чистыми элементами, часто имеют оксидное покрытие. Например, алюминиевая фольга образует тонкую пленку из Al 2 O 3 (называемую пассивирующим слоем), которая защищает фольгу от дальнейшей коррозии.

    Кислород демонстрирует высокую реакционную способность

    Из-за своей электроотрицательности кислород образует прочные химические связи почти со всеми элементами с образованием соответствующих оксидов.Благородные металлы (такие как золото или платина) ценятся, потому что они сопротивляются прямому химическому соединению с кислородом, а такие вещества, как оксид золота (III), должны образовываться косвенными путями. Двумя независимыми путями коррозии элементов являются гидролиз и окисление кислородом. Комбинация воды и кислорода еще более агрессивна. Практически все элементы горят в атмосфере кислорода или богатой кислородом среде. В присутствии воды и кислорода (или просто воздуха) некоторые элементы, например натрий, быстро и даже опасно реагируют с образованием гидроксидных продуктов.Отчасти по этой причине щелочные и щелочноземельные металлы не встречаются в природе в их металлической форме. Цезий настолько реактивен с кислородом, что используется в качестве геттера в электронных лампах. Растворы калия и натрия используются для дезоксигенации и обезвоживания некоторых органических растворителей.

    Пассивация

    Поверхность большинства металлов состоит из оксидов и гидроксидов в присутствии воздуха. Как упоминалось выше, хорошо известным примером является алюминиевая фольга, покрытая тонкой пленкой оксида алюминия, которая пассивирует металл, замедляя дальнейшую коррозию.Слой оксида алюминия может быть увеличен с помощью процесса электролитического анодирования. Хотя твердые магний и алюминий медленно реагируют с кислородом в STP, они, как и большинство металлов, горят на воздухе, создавая очень высокие температуры.

    Полимерные и мономерные молекулярные структуры

    Оксиды большинства металлов имеют полимерную структуру с поперечными связями M-O-M. Поскольку эти поперечные связи являются прочными, твердые вещества, как правило, нерастворимы в растворителях, хотя они подвергаются воздействию кислот и оснований.Формулы часто обманчиво просты. Многие из них являются нестехиометрическими соединениями. В этих оксидах координационное число оксидного лиганда составляет 2 для большинства электроотрицательных элементов и 3–6 для большинства металлов.

    Диоксид кремния Диоксид кремния (SiO 2 ) — один из наиболее распространенных оксидов на поверхности Земли. Как и большинство оксидов, он имеет полимерную структуру.

    Хотя большинство оксидов металлов являются полимерными, некоторые оксиды являются мономерными молекулами. Самые известные молекулярные оксиды — это углекислый газ и окись углерода.Пятиокись фосфора — более сложный молекулярный оксид с обманчивым названием, формула которого P 4 O 10 . Некоторые полимерные оксиды (диоксид селена и триоксид серы) деполимеризуются с образованием молекул при нагревании. Тетроксиды редки, и известно только пять примеров: четырехокись рутения, четырехокись осмия, четырехокись гассия, четырехокись иридия и четырехокись ксенона. Известно много оксианионов, таких как полифосфаты и полиоксометаллаты. Оксикатионы встречаются реже, например, нитрозоний (NO + ).Конечно, известно много соединений как с оксидами, так и с другими группами. Для переходных металлов известно много оксо-комплексов, а также оксигалогенидов.

    Кислотно-основные реакции

    Оксиды подвержены действию кислот и оснований. Те, на кого воздействуют только кислоты, являются основными оксидами; те, на которые воздействуют только основания, являются кислыми оксидами. Оксиды, которые реагируют как с кислотами, так и с основаниями, являются амфотерными. Металлы имеют тенденцию образовывать основные оксиды, неметаллы — кислые оксиды, а амфотерные оксиды образуются элементами, расположенными на границе между металлами и неметаллами (металлоидами).

    Другие окислительно-восстановительные реакции

    Металлы «извлекаются» из оксидов путем химического восстановления. Распространенным и дешевым восстановителем является углерод в виде кокса. Наиболее ярким примером является выплавка железной руды.

    Оксиды, такие как оксид железа (III) (или ржавчина, состоящая из гидратированных оксидов железа (III) Fe 2 O 3 · nH 2 O и оксид-гидроксид железа (III) FeO (OH), Fe (OH) 3 ), образуются при соединении кислорода с железом.

    Оксиды металлов можно восстанавливать органическими соединениями.Этот окислительно-восстановительный процесс является основой многих важных преобразований в химии, таких как детоксикация лекарств с помощью ферментов P450 и производство оксида этилена, который превращается в антифриз. В таких системах металлический центр передает оксидный лиганд органическому соединению с последующей регенерацией оксида металла, часто кислородом воздуха.

    Показать источники

    Boundless проверяет и курирует высококачественный контент с открытой лицензией из Интернета.Этот конкретный ресурс использовал следующие источники:

    Кислотно-основные свойства оксидов | Химия [Магистр]

    Основные и амфотерные гидроксиды

    Некоторые гидроксиды металлов являются амфотерными или способны действовать как кислота или основание.

    Цели обучения

    Укажите условия, при которых амфотерные гидроксиды действуют как кислоты.

    Основные выводы

    Ключевые моменты
    • Амфотерные молекулы могут действовать как кислоты или основания.
    • Гидроксиды с сильно заряженными катионами металлов часто являются амфотерными.
    • Амфотерные гидроксиды действуют как основания Бренстеда-Лоури (принимающие протоны) или кислоты Льюиса (принимающие электронную пару), в зависимости от условий реакции.
    Ключевые термины
    • основание : акцептор протона или донор электронной пары
    • Кислота Льюиса : акцептор электронной пары

    До сих пор в нашем обсуждении кислот и оснований гидроксиды всегда были синонимами оснований.Теперь мы рассмотрим амфотерные гидроксиды, то есть гидроксидные соли, которые могут действовать как кислота или основание, в зависимости от условий реакции. Начнем с известного случая, когда гидроксид действует как основание.

    Реакция амфотерных гидроксидов в кислом растворе

    Одним из наиболее распространенных и известных примеров амфотерного гидроксида является гидроксид алюминия, Al (OH) 3 . Из наших правил растворимости мы знаем, что Al (OH) 3 в значительной степени нерастворим в нейтральной воде; однако в сильнокислом растворе ситуация меняется.Например, рассмотрим реакцию Al (OH) 3 с HCl:

    [латекс] \ text {HCl} (\ text {aq}) + \ text {Al} (\ text {OH}) _ 3 (\ text {aq}) \ rightarrow \ text {AlCl} _3 (\ text {aq }) + 3 \ text {H} _2 \ text {O} (\ text {l}) [/ latex]

    Это классическая реакция кислотно-щелочной нейтрализации: HCl полностью протонирует все три гидроксида на моль Al (OH) 3 , давая чистую воду и соль AlCl 3 . Исходя из того, что мы знаем об основных свойствах гидроксидов до сих пор, это именно то, что мы ожидали — так как же гидроксид может действовать как кислота?

    Гидроксид алюминия : Гидроксид алюминия может действовать как основание Бренстеда-Лоури, принимая протоны из кислого раствора, или как кислота Льюиса, принимая электронную пару от гидроксид-ионов в основном растворе.- (\ text {aq}) [/ latex]

    Здесь гидроксид алюминия захватывает гидроксид-ион из раствора, тем самым действуя как кислота Льюиса. Как это возможно? Рассмотрим структуру Льюиса для Al (OH) 3.

    Центральный атом алюминия электронодефицитный — он образует только три связи, и правило октета не выполняется; таким образом, Al 3+ вполне счастлив принять пару электронов и образовать еще одну связь при правильных условиях. В щелочном растворе он образует связь с ионом OH , вытягивая его из раствора и понижая pH раствора.

    Заключение

    Гидроксиды металлов с сильно заряженным центральным атомом металла могут быть амфотерными. Помимо алюминия, такие металлы, как цинк, олово, свинец и бериллий, также могут образовывать амфотерные оксиды или гидроксиды. Ведут себя такие гидроксиды как кислоты или основания, зависит от pH окружающего раствора.

    видов оксидов, основных оксидов, кислых оксидов. Получение оксидов. Оксиды азота

    Свойства оксидов

    Оксиды — сложные химические вещества, представляющие собой простые химические соединения элементов с кислородом.Они солеобразуют и солей не образуют .
    Существует 3 типа солеобразующих оксидов: Основные оксиды (от слова «Основа»), кислые оксиды и Амфотерные оксиды .
    Примером оксидов, не образующих соли, могут быть: NO (оксид азота) — бесцветный газ без запаха. Его образуют электрические бури в атмосфере. CO (окись углерода) газ без запаха, образуется при сгорании угля. Обычно его называют оксидом углерода.
    Есть и другие оксиды, не образующие солей.
    Теперь рассмотрим каждый тип солеобразующих оксидов.

    Основные оксиды

    Основные оксиды — это сложные химические оксиды, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислыми оксидами и не вступают в реакцию с основаниями или основными оксидами. Например, к основным оксидам относятся следующие:
    K 2 O (оксид калия), CaO (оксид кальция), FeO (двухвалентный оксид железа).
    Рассмотрим химических свойств оксидов на примерах.

    1.Реакция с водой:

    — реагирует с водой и образует основание (или щелочь)
    CaO + H 2 O → Ca (OH) 2 (реакция, известная как известкование, выделяет большое количество тепла!)

    2. реагирует с кислотами:

    реакция с кислотой и форма соли и воды (раствор соли в воде)
    CaO + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O (Кристаллы этого вещества CaSO 4 повсеместно известны как «гипс Парижа»).

    3. реагирует с кислыми оксидами: образует соли

    CaO + CO 2 → CaCO 3 (Это вещество, известное как мел!)

    Кислые оксиды

    Кислотные оксиды — это сложные химические оксиды, которые образуют соли при химических реакциях с основаниями или основными оксидами и не вступают в реакцию с кислотными оксидами.

    Примеры кислых оксидов могут быть:
    CO 2 (всем известный диоксид углерода), P 2 O 5 — оксид фосфора (образуется в воздухе при сжигании белого фосфора), SO 3 — оксид серы (VI) — это вещество, используемое для серной кислота

    — химическая реакция с водой

    CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3 — это вещество — угольная кислота — одна из слабых кислот, ее добавляют в газированную воду для «пузырьков» газа.С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а избыток выходит в виде пузырьков.

    — реакция со щелочами (основаниями):

    CO 2 + 2NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O — образующееся вещество (соль) широко используется в сельском хозяйстве. Это называется кальцинированной сода или стиральная сода, это отличное очищающее средство от пригоревших кастрюль, жира, ожогов. Голыми руками работать не рекомендую!

    — реакция с основными оксидами:

    CO 2 + MgO → MgCO 3 получается соль — карбонат магния, также называемый «горькой солью».

    Амфотерные оксиды

    Амфотерные оксиды — это сложное химическое вещество, также оксиды, которые образуют соли при химических реакциях с кислотами (или кислотных оксидов ) и с основаниями (или основных оксидов ). Чаще всего используется слово «амфотерный» для оксидов металлов .

    Пример амфотерные оксиды могут быть:
    ZnO — оксид цинка (белый порошок, часто используемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al 2 O 3 — оксид алюминия (также называемый «глиноземом»).

    Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химическую реакцию, подходящую как основания и кислоты. Например:

    — реакция с кислым оксидом:
    ZnO + H 2 CO 3 → ZnCO 3 + H 2 O — Образующееся вещество, состав соли карбоната цинка в воде.

    — основание реакции:
    ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O — полученное вещество представляет собой двойную соль натрия и цинка.

    Получение оксидов

    Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическими и химическими методами. Самый простой способ — химическая реакция простых элементов с кислородом. Например, в результате процесса горения одним из продуктов этой химической реакции являются оксидов .
    Например, если раскаленные железные стержни (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, это на самом деле то, что у вас есть) поместить в колбу с кислородом, произойдет химическая реакция окисления, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами.Продукт реакции — черный порошок оксида железа FeO (Например, если бы это было железо):
    2Fe + O 2 → 2FeO

    Совершенно аналогичные химические реакции окисления для других металлов и неметаллов, такие как:
    Цинк горит в кислороде с образованием оксида цинка
    2Zn + O 2 → 2ZnO

    При сжигании угля образуются два оксида: оксид углерода и диоксид углерода
    2C + O 2 → 2CO — образование окиси углерода.
    C + O 2 → CO 2 — образование диоксида углерода.Этот газ образуется, когда кислород доступен в более чем достаточных количествах, то есть в любом случае сначала происходит реакция с образованием монооксида углерода, а затем монооксид углерода окисляется до диоксида углерода.

    Получение оксидов можно осуществить другим способом — реакцией химического разложения.
    Например, для получения оксида железа или оксида алюминия необходимо поджечь соответствующую основу этих металлов в огне.

    Fe (OH) 2 → FeO + H 2 O

    Оксид алюминия — оксид корунда-железа (III).Поверхность планеты Марс имеет красновато-оранжевый цвет из-за наличия в почве оксида железа (III) Оксид алюминия — корунд Растворы оксидов

    2Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O,
    а также разложение отдельных кислот:

    H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2 — разложение угольной кислоты

    H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2 — разложение серной кислоты

    Производство оксидов может осуществляться из солей металлов при сильном нагреве:

    CaCO 3 → CaO + CO 2 — при воспламенении мела получают оксид кальция (или известь) и диоксид углерода.

    2Cu (NO 3 ) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 — в этой реакции разложения получается два оксида: CuO (черный цвет) и азот NO 2 (его еще называют коричневый газ, потому что он действительно коричневый).

    Другой способ получения оксидов с помощью окислительно-восстановительной реакции, например

    Cu + 4HNO 3 (конц.) → Cu (NO 3 ) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

    S + 2H 2 SO 4 (конц.) → 3SO 2 + 2H 2 O

    Оксиды хлора

    Молекула ClO 2 Молекула Cl 2 O 7 Закись азота N 2 ON Диоксид азота N 2 O 3 Ангидрид азота N 2 O 5 Коричневый газ NO 2

    Известны оксидов хлора : Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 .
    Все они, кроме Cl 2 O 7 , имеют желтый или оранжевый цвет и не являются устойчивыми, особенно ClO 2 Cl 2 O 6 .Все оксидов хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

    Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорные кислоты:

    Итак, Cl 2 O — оксид хлора хлорноватистой кислоты.

    Cl 2 O + H 2 O → 2HClO — Хлорноватистая кислота

    ClO 2 кислота оксид хлора хлорноватистая и чарнаватная кислота в результате химической реакции с водой образует две кислоты:

    ClO 2 + H 2 O → HClO 2 + HClO 3

    Cl 2 O 6 также представляет собой кислый оксид хлора чарнавати и хлорную кислоту:

    Cl 2 O 6 + H 2 O → HClO 3 + HClO 4
    Наконец, Cl 2 O 7 представляет собой бесцветную жидкость кислотный оксид хлора хлорноватой кислоты:

    Cl 2 O 6 + H 2 O → HClO 3 + HClO 4

    а, Cl 2 O 7 — жидкость бесцветная — оксид хлора кислый кислота хлорная:

    Класс 2 O 7 + H 2 O → 2HClO 4

    Оксиды азота

    Азот — это газ, который образует с кислородом 5 различных соединений — 5 оксидов .Например:

    — N 2 O — азот смешанный . Имеет другое название, в медицине известен как веселящий газ или закись азота Газ бесцветен, сладок и приятен на вкус.
    NO окись азота — бесцветный, без запаха и вкуса газ.

    — N 2 O 3 азотистый ангидрид — бесцветное кристаллическое вещество

    — НЕТ 2 диоксид азота .Другое его название — коричневый газ — газ действительно имеет ржаво-коричневый цвет

    .

    — N 2 O 5 ангидрид азота голубая жидкость, кипящая при температуре 3,5 0 C

    Из всех перечисленных соединений азота наибольший интерес для промышленности представляют NO — монооксид азота и NO 2 — диоксид азота. Окись азота (NO) Закись азота N 2 O не реагирует с водой и щелочами. Азотистый ангидрид (N 2 O 3 ) при реакции с водой образует слабую и нестабильную азотистую кислоту HNO 2 , которая на воздухе постепенно превращается в более стабильное химическое вещество азотную кислоту

    Рассмотрим некоторые из химических свойств оксидов азота :
    Реакция с водой:

    2NO 2 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2 образуются 2 кислоты: азотная кислота HNO 3 и азотистая кислота.

    Реакция с щелочью:
    2NO 2 + 2NaOH → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O — образование двух солей: нитрата натрия NaNO 3 и нитрита натрия

    Реакция с солями:
    2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 — образовались две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, а также диоксид углерода.

    Получите диоксид азота (NO 2 ) из оксида азота (NO) химической реакцией соединения c кислород:

    2НО + O 2 → 2НО 2

    Оксиды железа

    Железо образует два оксида : FeO — оксид железа (2-валентный) — черный порошок, который получают путем восстановления оксида железа (3-валентного) монооксида углерода в соответствии со следующей химической реакцией:

    Fe 2 O 3 + CO → 2FeO + CO 2

    Это основной оксид, легко вступающий в реакцию с кислотами.Обладает восстанавливающими свойствами и быстро окисляется до оксида железа (3-валентный).

    4FeO + O 2 → 2Fe 2 O 3

    Оксиды железа (3-валентные) — красно-коричневый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (вступает в реакцию с кислотами и щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что чаще всего его используют в качестве основного оксида .

    Также присутствуют смешанный оксид железа Fe 3 O 4 .Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным гематитом или магнетитом).

    Если железо сжигается, в реакции образуются два оксида: оксид железа , валентность (III) и (II).

    Диоксид серы

    Диоксид серы SO 2

    Диоксид серы SO 2 — или сернистый газ — это кислые оксиды , но он не образует кислоту, хотя прекрасно растворяется в воде — 40 л оксида серы в 1 л воды (для удобства составления химических уравнений такой раствор называется серной кислотой).

    В норме это бесцветный газ с резким удушающим запахом горящей серы. При температуре -10 0 C он может быть переведен в жидкое состояние.
    В присутствии катализатора оксида ванадия (V 2 O 5 ) диоксид серы присоединяет кислород и превращается в триоксид серы

    2SO 2 + O 2 → 2SO 3

    Растворенный в воде диоксид серы — SO 2 очень медленно окисляется и в результате превращается в серную кислоту

    Если диоксид серы проходит через раствор щелочи, например гидроксид натрия, то через сульфит натрия (или гидросульфит, это зависит от того, сколько вы берете щелочи и диоксида серы)

    NaOH + SO 2 → 2NaHSO 3 диоксид серы принято больше, чем необходимо

    2NaOH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O

    Если диоксид серы не реагирует с водой, то почему его водный раствор дает кислую реакцию ?! Да не реагирует, но он сам окисляется в воде и добавляет кислород.И оказывается, что в воде накапливаются атомы водорода, которые дают кислотную реакцию (это можно проверить по какому-нибудь индикатору!)

    Оксид | химическое соединение | Британника

    Оксид , любой из большого и важного класса химических соединений, в котором кислород сочетается с другим элементом. За исключением более легких инертных газов (гелий [He], неон [Ne], аргон [Ar] и криптон [Kr]), кислород (O) образует по крайней мере один бинарный оксид с каждым из элементов.

    Как металлы, так и неметаллы могут достигать своих наивысших степеней окисления (т. Е. Отдавать максимальное количество доступных валентных электронов) в соединениях с кислородом. Щелочные металлы и щелочноземельные металлы, а также переходные металлы и постпереходные металлы (в их более низких степенях окисления) образуют ионные оксиды, то есть соединения, содержащие анион O 2-. Металлы с высокой степенью окисления образуют оксиды, связи которых имеют более ковалентную природу. Неметаллы также образуют ковалентные оксиды, которые обычно имеют молекулярный характер.Плавное изменение типа связи в оксидах от ионного к ковалентному наблюдается по мере перехода таблицы Менделеева от металлов слева к неметаллам справа. Такое же изменение наблюдается в реакции оксидов с водой и, как следствие, кислотно-щелочном характере продуктов. Ионные оксиды металлов реагируют с водой с образованием гидроксидов (соединений, содержащих ион OH ) и образующихся основных растворов, тогда как большинство оксидов неметаллов реагируют с водой с образованием кислот и образующихся кислотных растворов ( см. таблицу).

    Периодическое изменение свойств оксидов элементов третьего периода
    группа 1 группа 2 группа 13 группа 14 группа 15 группа 16 группа 17
    Источник: от W. Robinson, J. Odom и H. Holtzclaw, мл., Chemistry: Concepts and Models, D.C. Heath and Co., 1992.
    реакция оксидов с водой и кислотно-основной характер гидроксидов Na 2 O дает NaOH (сильное основание) MgO дает
    Mg (OH) 2 (слабое основание)
    Al 2 O 3 нереагирующий SiO 2 нереагирующий P 4 O 10 дает H 3 PO 4 (слабая кислота) SO 3 дает H 2 SO 4 (сильная кислота) Cl 2 O 7 дает HClO 4 (сильная кислота)
    соединение в оксидах Na 2 O ионный MgO ионный Al 2 O 3
    ионный
    SiO 2 ковалентный P 4 O 10 ковалентный SO 3 ковалентный Cl 2 O 7 ковалентный

    Некоторые органические соединения реагируют с кислородом или другими окислителями с образованием веществ, называемых оксидами.Таким образом, амины, фосфины и сульфиды образуют аминооксиды, фосфиноксиды и сульфоксиды соответственно, в которых атом кислорода ковалентно связан с атомом азота, фосфора или серы. Так называемые оксиды олефинов представляют собой циклические простые эфиры.

    Оксиды металлов

    Оксиды металлов — это твердые кристаллические вещества, содержащие катион металла и анион оксида. Обычно они реагируют с водой с образованием оснований или с кислотами с образованием солей.

    Получите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту.Подпишитесь сейчас

    Щелочные металлы и щелочноземельные металлы образуют три различных типа бинарных кислородных соединений: (1) оксиды, содержащие ионы оксидов, O 2−, (2) пероксиды, содержащие ионы пероксидов, O 2 2−, которые содержат ковалентные одинарные связи кислород-кислород, и (3) супероксиды, содержащие ионы супероксида, O 2 , которые также имеют ковалентные связи кислород-кислород, но с одним отрицательным зарядом меньше, чем ионы пероксида. Щелочные металлы (которые имеют степень окисления +1) образуют оксиды, M 2 O, пероксиды, M 2 O 2 , и супероксиды, MO 2 .(M представляет собой атом металла.) Щелочноземельные металлы (со степенью окисления +2) образуют только оксиды, MO и пероксиды, MO 2 . Все оксиды щелочных металлов могут быть получены нагреванием соответствующего нитрата металла с элементарным металлом.
    2MNO 3 + 10M + тепло → 6M 2 O + N 2
    Обычное получение оксидов щелочноземельных металлов включает нагревание карбонатов металлов.
    MCO 3 + тепло → MO + CO 2
    И оксиды щелочных металлов, и оксиды щелочноземельных металлов являются ионными и реагируют с водой с образованием основных растворов гидроксида металла.M 2 O + H 2 O → 2MOH (где M = металл группы 1)
    MO + H 2 O → M (OH) 2 (где M = металл группы 2)
    Таким образом, эти соединения часто называют основными оксидами. В соответствии со своим основным поведением они реагируют с кислотами в типичных кислотно-основных реакциях с образованием солей и воды; Например,
    M 2 O + 2HCl → 2MCl + H 2 O (где M = металл группы 1).
    Эти реакции также часто называют реакциями нейтрализации. Наиболее важными основными оксидами являются оксид магния (MgO), хороший проводник тепла и электрический изолятор, который используется в огнеупорном кирпиче и теплоизоляции, и оксид кальция (CaO), также называемый негашеной известью или известью, широко используемый в сталелитейной промышленности и в воде. очищение.

    Периодические тренды оксидов тщательно изучены. В любой данный период связь в оксидах прогрессирует от ионной до ковалентной, и их кислотно-основной характер меняется от сильно основного до слабоосновного, амфотерного, слабокислого и, наконец, сильнокислого. В общем, основность увеличивается вниз по группе (например, в оксидах щелочноземельных металлов BeO 2 O 7 (который содержит Mn 7+ ) наиболее кислотным.Оксиды переходных металлов со степенью окисления +1, +2 и +3 представляют собой ионные соединения, состоящие из ионов металлов и оксидных ионов. Оксиды переходных металлов с степенями окисления +4, +5, +6 и +7 ведут себя как ковалентные соединения, содержащие ковалентные связи металл-кислород. Как правило, ионные оксиды переходных металлов являются основными. То есть они будут реагировать с водными кислотами с образованием растворов солей и воды; Например,
    CoO + 2H 3 O + → Co 2+ + 3H 2 O.Оксиды со степенью окисления +5, +6 и +7 являются кислыми и реагируют с растворами гидроксида с образованием солей и воды; Например,
    CrO 3 + 2OH → CrO 4 2- + H 2 O.
    Эти оксиды с степенью окисления +4 обычно являются амфотерными (от греческого amphoteros, «в обоих направлениях»), что означает, что эти соединения могут вести себя либо как кислоты, либо как основания. Амфотерные оксиды растворяются не только в кислых, но и в основных растворах.Например, оксид ванадия (VO 2 ) представляет собой амфотерный оксид, растворяющийся в кислоте с образованием синего иона ванадила, [VO] 2+ , и в основании с образованием желто-коричневого гипованадат-иона, [V 4 O 9 ] 2−. Амфотеризм среди оксидов основной группы в основном обнаруживается с металлоидными элементами или их ближайшими соседями.

    Тенденции в химии оксидов Учебное пособие

    Сноски

    1 Мы будем рассматривать только «нормальные» оксиды.Помимо нормального оксида Na 2 O, натрий также образует ионный пероксид Na 2 O 2 .

    Однако следует отметить, что при сгорании натрия Na 2 O также будет реагировать с O 2 с образованием Na 2 O 2 , поэтому основным продуктом сгорания натрия является Na 2 О 2 .

    2 Ограничение подачи кислорода во время горения дает низший оксид, P 4 O 6 вместо P 5 O 10

    3 При сгорании фосфора в избытке кислорода образуется оксид фосфора P 4 O 10 .

    4 При сгорании серы образуется диоксид серы SO 2 (г) .

    Окисление SO 2 до SO 3 кислородом происходит самопроизвольно, но очень медленно:

    SO 2 (г) + ½O 2 (г) → SO 3 (л)

    5 Некоторые оксиды хлора склонны к взрыву: ClO 2 , Cl 2 O, Cl 2 O 3 и Cl 2 O 7 .
    Похоже, они более чувствительны к удару, чем термически.

    Тем не менее, ClO 2 и Cl 2 O используются в коммерческих целях в качестве отбеливающих агентов, в частности, для отбеливания бумаги и муки.

    В промышленных масштабах ClO 2 получают экзотермической реакцией хлората натрия примерно в 4 моль л. -1 H 2 SO 4 , содержащего 0,05-0,25 моль л. -1 хлорид-иона с диоксидом серы:

    2NaClO 3 + SO 2 + H 2 SO 4 → 2ClO 2 + 2NaHSO 4
    Cl 2 O можно получить обработкой свежеприготовленного желтого оксида ртути газообразным хлором или раствор хлора в четыреххлористом углероде:

    2Cl 2 + 2HgO → HgCl 2 .HgO + Cl 2 O

    6 Существует только одна формула оксида алюминия, Al 2 O 3 , известного как оксид алюминия, однако существует ряд полиморфов и гидратированных разновидностей.

    Существует 2 формы безводного Al 2 O 3 , известные как α -Al 2 O 3 и γ -Al 2 O 3 .

    α -Al 2 O 3 очень твердый и устойчивый к гидратации и воздействию кислот.
    γ -Al 2 O 3 более мягкий, легко впитывает воду и растворяется в кислотах.

    Существует несколько гидратированных форм оксида алюминия, включая AlO.OH и Al (OH) 3 , но их получают в щелочных растворах, а не в реакции оксида алюминия с водой.

    7 Реакция протекает в холодной воде. Если используется горячая вода, образуется ряд продуктов, таких как PH 3 , фосфорная кислота и элемент P.

    8 Эта реакция протекает легко, что делает P 4 O 10 хорошим осушающим агентом, но при этом образуется смесь кислот, в зависимости от количества воды и других условий.

    9 Нет сомнений в том, что газообразный SO 2 растворяется в воде, но кислота H 2 SO 3 не выделяется. Тем не менее, это уравнение обычно используется для описания реакции.

    10 Двуокись углерода, CO 2 , является кислым оксидом, но монооксид углерода, CO, является нейтральным оксидом.

    11 Диоксид азота, NO 2 , является кислым оксидом, но оксид азота, NO, и закись азота, N 2 O, являются нейтральными оксидами.

    Свойства металлов и неметаллов — Металлы и неметаллы — Eduqas — GCSE Combined Science Revision — Eduqas

    Металлы расположены в левой части таблицы Менделеева, а неметаллы — в правой.

    Физические свойства

    В таблице приведены некоторые типичные свойства металлов и неметаллов.

    Металлы Неметаллы
    Блестящий Тусклый
    Высокие точки плавления Низкие точки плавления
    5 Хорошие проводники электричества

    Хорошие проводники электричества

    Хорошие проводники тепла Плохие проводники тепла
    Высокая плотность Низкая плотность
    Ковкий и пластичный Хрупкий

    Некоторые элементы обладают нетипичными свойствами.Например:

    • ртуть (металл) имеет низкую температуру плавления и существует в виде жидкости при комнатной температуре
    • графит, форма углерода (неметалл), имеет высокую температуру кипения и также является хорошим проводником. электричества

    Вещество с высокой плотностью означает, что оно имеет большую массу для своего размера.

    Тягучие вещества можно сгибать или придавать им форму без разрушения, в то время как хрупкие вещества разбиваются при сгибании или ударе.

    Дуктильный означает, что вещество можно растянуть в длинную проволоку без разрывов и разрывов.

    Химические свойства

    Металлы и неметаллы также можно отличить по некоторым химическим свойствам.

    Наиболее распространенным химическим свойством является тип оксида, который образует элемент. Металлы образуют основные оксиды, но неметаллы образуют кислые оксиды. Например, сера и углерод — неметаллы. Они реагируют с кислородом с образованием диоксида серы и диоксида углерода. Эти соединения представляют собой газы, присутствующие в воздухе и растворяющиеся в дождевой воде, делая ее кислой.

    Некоторые оксиды не растворяются в воде, поэтому они не влияют на цвет индикатора, добавляемого в воду.

    Вопрос

    Элемент таллий образует оксид Tl 2 O. Оксид таллия не растворяется в воде, но реагирует с кислотами с образованием солей таллия. Таллий — это металл или неметалл? Поясните свой ответ.

    Показать ответ

    Таллий — это металл. Это потому, что оксид таллия реагирует с кислотами, поэтому должен быть основанием.Только металлы образуют оксиды, которые являются основаниями.

    Металлы подвержены коррозии чаще, чем неметаллы. Это означает, что неметаллы с меньшей вероятностью реагируют с водой или кислотами, чем металлы.

    кислотно-основное поведение оксидов периода 3

    КИСЛОТООСНОВНОЕ ПОВЕДЕНИЕ ОКСИДОВ ПЕРИОДА 3

     

    На этой странице рассматриваются реакции оксидов элементов периода 3 (натрия в хлор) с водой, а также с кислотами или основаниями, где это необходимо.Очевидно, что аргон не используется, поскольку он не образует оксид.

     

    Краткое описание тенденции

    Оксиды

    Мы будем рассматривать следующие оксиды:

    Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 4 O 10 SO 3 O Cl 2 7
    P 4 O 6 SO 2 Класс 2 O

    Примечание: Если вы еще не были там, возможно, вам будет интересно просмотреть страницу о структурах и физических свойствах оксидов Периода 3 в качестве полезного введения, прежде чем идти дальше.

    Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы быстро вернуться на эту страницу позже, если вы решите перейти по этой ссылке.


    Тенденция кислотно-щелочного поведения

    Тенденция кислотно-щелочного поведения показана в различных реакциях, но в виде простого обобщения:

    • Тенденция идет от сильноосновных оксидов слева к сильнокислотным справа, через амфотерный оксид (оксид алюминия) в середине.Амфотерный оксид — это оксид, который проявляет как кислотные, так и основные свойства.

    Для этой простой тенденции вы должны смотреть только на самые высокие оксиды отдельных элементов. Это те, которые находятся в верхнем ряду выше, и там, где элемент находится в максимально возможной степени окисления. Картина не так проста, если вы включите и другие оксиды.

    Для оксидов неметаллов их кислотность обычно рассматривается в терминах кислотных растворов, образующихся при их реакции с водой — например, триоксид серы реагирует с образованием серной кислоты.Однако все они будут реагировать с основаниями, такими как гидроксид натрия, с образованием солей, таких как сульфат натрия.

    Все эти реакции подробно рассматриваются на оставшейся части этой страницы.


    Предупреждение: Остальная часть этой страницы содержит довольно много деталей о различных оксидах. Не упускайте из виду общую тенденцию в отношении самых высоких оксидов за этот период, когда смотрите на все эти детали.

    Важно знать, что ваша программа говорит по этой теме, а также изучать прошлые работы и схемы отметок — иначе вы в конечном итоге увязнете в массе деталей, о которых вам действительно не нужно знать.Если вы готовитесь к экзамену в Великобритании (уровень A или его эквивалент) и у вас нет ничего из этого, перейдите по этой ссылке, прежде чем идти дальше, чтобы узнать, как их получить.


     

    Химия индивидуальных оксидов

    Оксид натрия

    Оксид натрия — это простой сильноосновной оксид. Он является основным, поскольку содержит ион оксида, O 2-, который является очень сильным основанием с высокой тенденцией к соединению с ионами водорода.

    Реакция с водой

    Оксид натрия экзотермически реагирует с холодной водой с образованием раствора гидроксида натрия. В зависимости от концентрации он будет иметь pH около 14.

    Реакция с кислотами

    Оксид натрия, как сильное основание, также вступает в реакцию с кислотами. Например, он будет реагировать с разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида натрия.

     

    Оксид магния

    Оксид магния также является простым основным оксидом, поскольку он также содержит ионы оксида.Однако он не так сильно щелочной, как оксид натрия, потому что ионы оксида не так свободны.

    В случае оксида натрия твердое вещество удерживается вместе за счет притяжения между ионами 1+ и 2-. В случае оксида магния притяжение составляет от 2+ до 2-. Чтобы их сломать, требуется больше энергии.

    Даже с учетом других факторов (таких как энергия, выделяемая, когда положительные ионы притягиваются к воде в образовавшемся растворе), общий эффект этого заключается в том, что реакции с участием оксида магния всегда будут менее экзотермическими, чем реакции оксида натрия.

    Реакция с водой

    Если встряхнуть немного белого порошка оксида магния с водой, ничего не произойдет — похоже, он не вступит в реакцию. Однако, если вы проверите уровень pH жидкости, вы обнаружите, что он находится где-то около 9, что свидетельствует о слабощелочной активности.

    Должна быть какая-то небольшая реакция с водой с образованием гидроксид-ионов в растворе. В реакции образуется некоторое количество гидроксида магния, но он почти нерастворим, поэтому не так много гидроксид-ионов действительно попадает в раствор.

    Реакция с кислотами

    Оксид магния реагирует с кислотами так же, как и любой простой оксид металла. Например, он реагирует с теплой разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида магния.

     

    Оксид алюминия

    Описание свойств оксида алюминия может сбивать с толку, поскольку он существует в нескольких различных формах. Одна из этих форм очень инертна.Химически он известен как альфа-Al 2 O 3 и производится при высоких температурах.

    Далее мы предполагаем одну из наиболее реактивных форм.

    Оксид алюминия амфотерный . Он вступает в реакцию как с основанием, так и с кислотой.

    Реакция с водой

    Оксид алюминия не реагирует с водой так же просто, как оксид натрия и оксид магния, и не растворяется в ней.Хотя он все еще содержит ионы оксида, они слишком прочно удерживаются в твердой решетке, чтобы реагировать с водой.


    Примечание: Однако некоторые формы оксида алюминия действительно очень эффективно поглощают воду. Я не смог установить, связано ли это поглощение только с такими вещами, как водородные связи, или происходит настоящая химическая реакция с образованием какого-то гидроксида. Если у вас есть надежная информация по этому поводу, не могли бы вы связаться со мной по адресу, указанному на странице об этом сайте.


    Реакция с кислотами

    Оксид алюминия содержит ионы оксида и поэтому реагирует с кислотами так же, как оксиды натрия или магния. Это означает, например, что оксид алюминия будет реагировать с горячей разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида алюминия.

    В этой (и подобных реакциях с другими кислотами) оксид алюминия показывает основную сторону своей амфотерной природы.

     

    Реакция с основаниями

    Оксид алюминия также имеет кислую природу, и это проявляется в реакции с основаниями, такими как раствор гидроксида натрия.

    Образуются различные алюминаты — соединения, в которых алюминий находится в отрицательном ионе. Это возможно, потому что алюминий обладает способностью образовывать ковалентные связи с кислородом.

    В случае натрия существует слишком большая разница электроотрицательностей между натрием и кислородом для образования чего-либо, кроме ионной связи.Но электроотрицательность увеличивается по мере прохождения периода, а разница электроотрицательностей между алюминием и кислородом меньше. Это позволяет образовывать ковалентные связи между ними.


    Примечание: Если вас не устраивает электроотрицательность, вы найдете ее объяснение, если перейдете по этой ссылке.

    Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы быстро вернуться на эту страницу позже.


    С горячим концентрированным раствором гидроксида натрия оксид алюминия реагирует с образованием бесцветного раствора тетрагидроксоалюмината натрия.


    Примечание: Вы можете найти всевозможные другие формулы для продукта этой реакции. Они варьируются от NaAlO 2 (который представляет собой дегидратированную форму того, что в уравнении) до Na 3 Al (OH) 6 (который представляет собой совершенно другой продукт).

    То, что вы действительно получите, будет зависеть от таких вещей, как температура и концентрация раствора гидроксида натрия. В любом случае, правда почти наверняка намного сложнее, чем что-либо из вышеперечисленного.Это тот случай, когда было бы неплохо узнать, что ваши экзаменаторы цитируют в своих вспомогательных материалах или схемах выставления оценок, и придерживаться этого.

    При необходимости получите такую ​​информацию от экзаменаторов (если вы изучаете курс в Великобритании), перейдя по ссылкам на странице учебных программ.


     

    Диоксид кремния (оксид кремния (IV))

    К тому времени, когда вы доберетесь до кремния в течение периода, электроотрицательность увеличится настолько, что уже не будет достаточной разницы электроотрицательностей между кремнием и кислородом для образования ионных связей.

    Диоксид кремния не имеет основных свойств — не содержит оксидных ионов и не вступает в реакцию с кислотами. Вместо этого он очень слабокислый, реагируя с сильными основаниями.

    Реакция с водой

    Диоксид кремния не реагирует с водой из-за сложности разрушения гигантской ковалентной структуры.

    Реакция с основаниями

    Диоксид кремния реагирует с раствором гидроксида натрия, но только если он горячий и концентрированный.Образуется бесцветный раствор силиката натрия.

    Вы также можете быть знакомы с одной из реакций, происходящих при извлечении железа в доменной печи — в которой оксид кальция (из известняка, который является одним из сырьевых материалов) реагирует с диоксидом кремния с образованием жидкого шлака, силиката кальция. Это также пример реакции кислого диоксида кремния с основанием.

     

    Важно! Что касается остальных оксидов, мы в основном будем рассматривать результаты их реакции с водой с образованием растворов различных кислот.

    Когда мы говорим о кислотности оксидов, возрастающей по мере перехода, скажем, от оксида фосфора (V) к триоксиду серы к оксиду хлора (VII), мы обычно говорим о возрастающей силе кислот, образующихся при их реакции. с водой.

     

    Оксиды фосфора

    Мы собираемся рассмотреть два оксида фосфора, оксид фосфора (III), P 4 O 6 , и оксид фосфора (V), P 4 O 10 .

    Оксид фосфора (III)

    Оксид фосфора (III) реагирует с холодной водой с образованием раствора слабой кислоты, H 3 PO 3 , известной как фосфористая кислота, ортофосфорная кислота или фосфоновая кислота. Его реакция с горячей водой намного сложнее.


    Примечание: Обратите внимание на окончание «-ous» в первых двух именах. Это не орфографическая ошибка — это правда! Его используют, чтобы отличить его от фосфорной кислоты, которая совершенно иная (см. Ниже).

    Названия фосфорсодержащих кислот просто кошмар! (На самом деле, насколько я понимаю, фосфорные кислоты в целом всегда были и продолжают быть полным кошмаром!) Не беспокойтесь об этих названиях на этом уровне. Просто убедитесь, что вы можете написать формулы, если вам это нужно — и будьте благодарны за то, что вам больше не нужно о них знать!


    Чистая неионизированная кислота имеет структуру:

    Водороды не выделяются в виде ионов, пока вы не добавите в кислоту воду, и даже в этом случае их не так много, потому что фосфористая кислота является лишь слабой кислотой.

    Фосфорная кислота имеет pK a , равное 2,00, что делает ее более сильной, чем обычные органические кислоты, такие как этановая кислота (pK a = 4,76).


    Примечание: Если вы знаете о pK a , но не очень уверены, вы можете перейти по этой ссылке, но это, вероятно, займет у вас много времени. Все, что вам действительно нужно знать по этой теме, это то, что чем ниже значение pK a , тем сильнее кислота.


    Маловероятно, что вы когда-нибудь прореагируете напрямую оксидом фосфора (III) с основанием, но вам может потребоваться знать, что произойдет, если вы прореагируете образовавшуюся фосфористую кислоту с основанием.

    В фосфористой кислоте два атома водорода в группах -ОН являются кислыми, а другой — нет. Это означает, что вы можете получить две возможные реакции, например, с раствором гидроксида натрия в зависимости от используемых пропорций.

    В первом случае только один из кислых атомов водорода прореагировал с гидроксид-ионами основания. Во втором случае (с использованием вдвое большего количества гидроксида натрия) прореагировали оба.

    Если бы вы реагировали непосредственно оксид фосфора (III) с раствором гидроксида натрия, а не сначала производили кислоту, вы бы получили те же возможные соли.


    Примечание: Проверьте свой учебный план, прошлые работы и схемы отметок, прежде чем вы слишком увязнете в этом! Перейдите по этой ссылке, чтобы узнать, как получить их, если у вас их еще нет (только для учебных программ в Великобритании).


    Оксид фосфора (V)

    Оксид фосфора (V) бурно реагирует с водой с образованием раствора, содержащего смесь кислот, природа которой зависит от условий.Обычно мы просто рассматриваем одну из них, фосфорную (V) кислоту, H 3 PO 4 , также известную как фосфорная кислота или ортофосфорная кислота.

    На этот раз чистая неионизированная кислота имеет структуру:

    Фосфорная (V) кислота также является слабой кислотой с pK a , равным 2,15. Это делает его частично на слабее фосфористой кислоты. Растворы обеих этих кислот с концентрацией около 1 моль дм -3 будут иметь pH около 1.

    Еще раз, вы вряд ли когда-нибудь прореагируете этот оксид с основанием, но вполне можно ожидать, что вы узнаете, как фосфорная (V) кислота реагирует с чем-то вроде раствора гидроксида натрия.

    Если вы посмотрите на структуру, вы увидите, что она имеет три группы -OH, и каждая из них имеет кислый атом водорода. Вы можете провести реакцию с гидроксидом натрия в три стадии, причем один за другим эти атомы водорода вступают в реакцию с ионами гидроксида.

    Опять же, если бы вы реагировали непосредственно оксидом фосфора (V) с раствором гидроксида натрия, а не сначала производили кислоту, вы бы получили те же возможные соли.

    Это становится смешным, поэтому я приведу только один пример из возможных уравнений:


    Примечание: Если на экзамене вам задают вопрос, в котором вам просто нужно написать уравнение реакции гидроксида натрия с фосфорной (V) кислотой, какое уравнение вам следует написать? Это не имеет особого значения — все они совершенно верны. В каждом случае это просто зависит от пропорций двух используемых вами реагентов.

    Если вы действительно хотите быть уверенным, проверьте прошлые документы и отметьте схемы. Я нашел один вопрос о реакции между оксидом натрия и фосфорной (V) кислотой, где схема маркировки принимала любое из возможных уравнений — чего я и ожидал.

    (Я знаю, что не давал вам этот конкретный набор уравнений, но их нетрудно разработать, если вы понимаете принцип, и я не могу привести каждое отдельное кислотно-основное уравнение. Это уже давно страница будет длиться вечно, и все в отчаянии сдадутся задолго до конца! Вот почему вы пытаетесь понять химию, а не изучать ее как попугай.)

    Пожалуйста, не тратьте время на изучение уравнений — или, по крайней мере, до тех пор, пока вы не узнаете и не поймете всю остальную химию, которую вам нужно знать и понимать! У любого уравнения очень мало шансов пройти экзамен, даже если оно входит в вашу конкретную программу.

    Жизнь слишком коротка, чтобы тратить время на изучение уравнений. Знайте, как их решить, если вам нужно.


     

    Оксиды серы

    Мы собираемся рассмотреть диоксид серы, SO 2 , и триоксид серы, SO 3 .

    Диоксид серы

    Диоксид серы хорошо растворяется в воде, реагируя с ней с образованием раствора, известного как сернистая кислота, который традиционно имеет формулу H 2 SO 3 . Однако основным веществом в растворе является просто гидратированный диоксид серы — SO 2 , xH 2 O. Спорный вопрос, существует ли вообще в растворе какая-либо H 2 SO 3 как таковая.

    Сернистая кислота также является слабой кислотой с pK и около 1.8 — немного сильнее, чем две указанные выше фосфорсодержащие кислоты. Достаточно концентрированный раствор сернистой кислоты снова будет иметь pH около 1.

    .


    Примечание: Значения pK и , указанные для серной кислоты в различных источниках, несколько различаются — от 1,77 до 1,92. У меня нет возможности узнать, что из этого правильное.

    Ионизация «серной кислоты» включает ионизацию гидратированного комплекса, и вам не нужно беспокоиться об этом на этом уровне.


    Диоксид серы также будет напрямую реагировать с основаниями, такими как раствор гидроксида натрия. Если диоксид серы барботируют через раствор гидроксида натрия, сначала образуется раствор сульфита натрия, а затем раствор гидрогенсульфита натрия, когда диоксид серы оказывается в избытке.


    Примечание: Сульфит натрия также называют сульфатом натрия (IV).Гидросульфит натрия также является гидросульфатом натрия (IV) или бисульфитом натрия.

    Обратите внимание, что уравнения для этих реакций отличаются от примеров фосфора. В этом случае мы реагируем непосредственно оксид с гидроксидом натрия, потому что мы, скорее всего, будем это делать именно так.


    Другая важная реакция диоксида серы — с основным оксидом кальция с образованием сульфита кальция (сульфата кальция (IV)).Это лежит в основе одного из методов удаления диоксида серы из дымовых газов на электростанциях.

     

    Триоксид серы

    Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием тумана из концентрированных капель серной кислоты.


    Примечание: Если вы знаете о контактном процессе производства серной кислоты, вы знаете, что триоксид серы всегда преобразуется в серную кислоту циклическим способом, чтобы избежать проблемы сернокислотного тумана.

    Если вам интересно, вы можете найти подробную информацию о процессе обращения в другом месте на этом сайте, но это не относится к текущей теме.


    Чистая неионизированная серная кислота имеет структуру:

    Серная кислота — сильная кислота, и растворы обычно имеют pH около 0.

    Кислота реагирует с водой, давая ион гидроксония (ион водорода в растворе, если хотите) и ион сероводорода.Эта реакция проходит практически на 100%.

    Второй водород удалить труднее. На самом деле ион гидросульфата является относительно слабой кислотой, по силе близкой к кислотам, которые мы уже обсуждали на этой странице. На этот раз вы получите равновесие:

     

    Серная кислота, конечно, имеет все реакции сильной кислоты, с которыми вы знакомы из вводных курсов химии. Например, нормальная реакция с раствором гидроксида натрия заключается в образовании раствора сульфата натрия, в котором оба кислых водорода реагируют с ионами гидроксида.

    В принципе, вы также можете получить раствор гидросульфата натрия, используя вдвое меньше гидроксида натрия и просто реагируя с одним из двух кислых водородов в кислоте. На практике лично я никогда этого не делал — на данный момент не вижу особого смысла!

     

    Сам по себе триоксид серы также вступает в непосредственную реакцию с основаниями с образованием сульфатов. Например, он будет реагировать с оксидом кальция с образованием сульфата кальция. Это похоже на реакцию с диоксидом серы, описанную выше.

     

    Оксиды хлора

    Хлор образует несколько оксидов, но единственные два, упомянутые в любой из учебных программ уровня A Великобритании, — это оксид хлора (VII), Cl 2 O 7 , и оксид хлора (I), Cl 2 O. Хлор ( VII) оксид также известен как гептоксид дихлора, а оксид хлора (I) — как монооксид дихлора.

    Оксид хлора (VII)

    Оксид хлора (VII) — это высший оксид хлора — хлор находится в максимальной степени окисления +7.Он продолжает тенденцию высших оксидов элементов периода 3 к тому, чтобы быть более сильными кислотами.

    Оксид хлора (VII) реагирует с водой с образованием очень сильной кислоты, хлорноватой (VII) кислоты, также известной как хлорная кислота. PH типичных растворов, как и серной кислоты, будет около 0,

    .

    Неионизированная хлорная (VII) кислота имеет структуру:

    Вероятно, вам это не понадобится для целей UK A level (или его эквивалентов), но это полезно, если вы понимаете причину, по которой хлорная (VII) кислота является более сильной кислотой, чем хлорная (I) кислота (см. Ниже) .Вы можете применить те же рассуждения к другим кислотам на этой странице.

    Когда ион хлората (VII) (перхлорат-ион) образуется в результате потери иона водорода (например, когда он реагирует с водой), заряд может быть делокализован по каждому атому кислорода в ионе. Это делает его очень стабильным и означает, что хлорная (VII) кислота очень сильна.


    Примечание: Это похоже на делокализацию, которая происходит в этаноат-ионе, образующемся, когда этановая кислота ведет себя как слабая кислота.Вы найдете это более подробно на странице, посвященной органическим кислотам.

    Используйте кнопку НАЗАД в браузере, если вы решите перейти по этой ссылке.


    Хлорная (VII) кислота реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (VII).

    Сам оксид хлора (VII) также реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием того же продукта.

     

    Оксид хлора (I)

    Оксид хлора (I) намного менее кислый, чем оксид хлора (VII).Он до некоторой степени реагирует с водой с образованием хлорноватистой (I) кислоты HOCl, также известной как хлорноватистая кислота.


    Примечание: Вы также можете найти хлорную (I) кислоту, записанную как HClO. Форма, которую я использовал, более точно отражает способ соединения атомов.


    Структура хлорноватой (I) кислоты в точности такая, как показано ее формулой HOCl. У него нет атомов кислорода с двойными связями и нет способа делокализации заряда по отрицательному иону, образовавшемуся в результате потери водорода.

    Это означает, что образовавшийся отрицательный ион не очень стабилен и легко восстанавливает свой водород, чтобы превратиться в кислоту. Хлорная (I) кислота очень слабая (pK a = 7,43).

    Хлорная (I) кислота реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (I) (гипохлорита натрия).

    Оксид хлора (I) также напрямую реагирует с гидроксидом натрия с образованием того же продукта.

     
     

    Куда бы вы сейчас хотели отправиться?

    В меню «Период 3».

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.