Baza plus kovinski oksid. Izvenšolski pouk - osnovni oksidi

Oksidi se imenujejo kompleksne snovi, katerih molekule vključujejo atome kisika v oksidacijskem stanju - 2 in nekatere druge elemente.

lahko dobimo z neposredno interakcijo kisika z drugim elementom ali posredno (na primer med razgradnjo soli, baz, kislin). V normalnih pogojih so oksidi v trdnem, tekočem in plinastem stanju; ta vrsta spojin je v naravi zelo pogosta. Oksidi najdemo v zemeljski skorji. Rja, pesek, voda, ogljikov dioksid so oksidi.

So bodisi solinotvorne bodisi nesolotvorne.

Oksidi, ki tvorijo soli- To so oksidi, ki zaradi kemičnih reakcij tvorijo soli. To so oksidi kovin in nekovin, ki pri interakciji z vodo tvorijo ustrezne kisline, pri interakciji z bazami pa ustrezne kisle in normalne soli. na primer Bakrov oksid (CuO) je oksid, ki tvori sol, ker na primer pri reakciji s klorovodikovo kislino (HCl) nastane sol:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Zaradi kemičnih reakcij lahko dobimo druge soli:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi, ki ne tvorijo soli To so oksidi, ki ne tvorijo soli. Primeri vključujejo CO, N 2 O, NO.

Oksidi, ki tvorijo sol, so 3 vrste: osnovni (iz besede « osnova » ), kisle in amfoterne.

Bazični oksidi Ti kovinski oksidi se imenujejo tisti, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred baz. Bazični oksidi vključujejo na primer Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO itd.

Kemijske lastnosti bazičnih oksidov

1. Vodotopni bazični oksidi reagirajo z vodo in tvorijo baze:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Reagirajte s kislinskimi oksidi, pri čemer nastanejo ustrezne soli

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Reagirajte s kislinami, da nastaneta sol in voda:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reagirajte z amfoternimi oksidi:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Če sestava oksidov vsebuje nekovino ali kovino z najvišjo valenco (običajno od IV do VII) kot drugi element, potem bodo takšni oksidi kisli. Kislinski oksidi (kislinski anhidridi) so tisti oksidi, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred kislin. To so na primer CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 itd. Kislinski oksidi se raztopijo v vodi in alkalijah ter tvorijo sol in vodo.

Kemijske lastnosti kislinskih oksidov

1. Reagirajte z vodo, da nastane kislina:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Vendar vsi kisli oksidi ne reagirajo neposredno z vodo (SiO 2 itd.).

2. Reagirajte z baziranimi oksidi, da nastane sol:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Reagiraj z alkalijami, pri čemer nastane sol in voda:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

Vključeno amfoterni oksid vključuje element, ki ima amfoterne lastnosti. Amfoternost se nanaša na sposobnost spojin, da kažejo kisle in bazične lastnosti, odvisno od pogojev. Na primer, cinkov oksid ZnO je lahko baza ali kislina (Zn(OH) 2 in H 2 ZnO 2). Amfoternost se izraža v tem, da imajo amfoterni oksidi glede na pogoje bazične ali kisle lastnosti.

Kemijske lastnosti amfoternih oksidov

1. Reagirajte s kislinami, da nastaneta sol in voda:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reagirajte s trdnimi alkalijami (med fuzijo), ki nastanejo kot posledica reakcije soli - natrijevega cinkata in vode:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Ko cinkov oksid komunicira z raztopino alkalije (isti NaOH), pride do druge reakcije:

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

Koordinacijsko število je značilnost, ki določa število bližnjih delcev: atomov ali ionov v molekuli ali kristalu. Vsaka amfoterna kovina ima svoje koordinacijsko število. Za Be in Zn je 4; Za in Al je 4 ali 6; Za in Cr je 6 ali (zelo redko) 4;

Amfoterni oksidi so običajno netopni v vodi in z njo ne reagirajo.

Imate še vprašanja? Želite izvedeti več o oksidih?
Če želite dobiti pomoč mentorja, se registrirajte.
Prva lekcija je brezplačna!

spletne strani, pri kopiranju materiala v celoti ali delno je obvezna povezava do vira.

Sodobna kemijska znanost predstavlja veliko različnih vej, vsaka od njih pa ima poleg svoje teoretične osnove velik uporabni in praktični pomen. Česarkoli se dotaknete, je vse okoli vas kemični produkt. Glavna oddelka sta anorganska in organska kemija. Razmislimo, kateri glavni razredi snovi so razvrščeni kot anorganske in kakšne lastnosti imajo.

Glavne kategorije anorganskih spojin

Ti vključujejo naslednje:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Razlogi.
4. kisline.

Vsak od razredov je predstavljen s široko paleto spojin anorganske narave in je pomemben v skoraj vseh strukturah človeške gospodarske in industrijske dejavnosti. Vse glavne lastnosti, značilne za te spojine, njihovo pojavljanje v naravi in ​​njihovo proizvodnjo se brez izjeme preučujejo v šolskem tečaju kemije v razredih 8-11.

Obstaja splošna tabela oksidov, soli, baz, kislin, ki predstavlja primere vsake snovi in ​​njihovo agregatno stanje ter pojavljanje v naravi. Prikazane so tudi interakcije, ki opisujejo kemijske lastnosti. Bomo pa pogledali vsakega od razredov posebej in podrobneje.

Skupina spojin - oksidi

4. Reakcije, zaradi katerih elementi spremenijo CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagentna voda: tvorba kislin (izjema SiO 2)

CO + voda = kislina

2. Reakcije z bazami:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reakcije z bazičnimi oksidi: tvorba soli

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Imajo dvojne lastnosti in medsebojno delujejo po principu kislinsko-bazične metode (s kislinami, alkalijami, bazičnimi oksidi, kislimi oksidi). Ne delujejo z vodo.

1. S kislinami: tvorba soli in vode

AO + kislina = sol + H 2 O

2. Z bazami (alkalijami): tvorba hidrokso kompleksov

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije s kislinskimi oksidi: pridobivanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije z OO: tvorba soli, taljenje

MnO + Rb 2 O = dvojna sol Rb 2 MnO 2

5. Fuzijske reakcije z alkalijami in karbonati alkalijskih kovin: nastajanje soli

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Vsak višji oksid, ki ga tvori bodisi kovina bodisi nekovina, daje, kadar se raztopi v vodi, močno kislino ali alkalijo.

Organske in anorganske kisline

V klasičnem zvoku (na podlagi položajev ED - elektrolitske disociacije - so kisline spojine, ki v vodnem okolju disociirajo na katione H + in anione kislinskih ostankov An -. Danes pa so kisline skrbno preučene v brezvodnih pogojih, zato obstajajo veliko različnih teorij za hidrokside.

Empirične formule oksidov, baz, kislin, soli so sestavljene samo iz simbolov, elementov in indeksov, ki označujejo njihovo količino v snovi. Na primer, anorganske kisline so izražene s formulo H + kislinski ostanek n-. Organske snovi imajo drugačno teoretično predstavo. Poleg empirične lahko za njih zapišete popolno in skrajšano strukturno formulo, ki bo odražala ne le sestavo in količino molekule, temveč tudi vrstni red atomov, njihovo povezavo med seboj in glavno funkcionalno skupina za karboksilne kisline -COOH.

V anorganskih so vse kisline razdeljene v dve skupini:

• brez kisika - HBr, HCN, HCL in drugi;
• ki vsebujejo kisik (oksokisline) - HClO 3 in vse, kjer je kisik.

Anorganske kisline delimo tudi po stabilnosti (stabilne ali stabilne - vse razen ogljikove in žveplove kisline, nestabilne ali nestabilne - ogljikove in žveplove kisline). Po moči so lahko kisline močne: žveplova, klorovodikova, dušikova, perklorova in druge, pa tudi šibke: vodikov sulfid, hipoklorova in druge.

Organska kemija ne ponuja enake raznolikosti. Kisline, ki so po naravi organske, uvrščamo med karboksilne kisline. Njihova skupna značilnost je prisotnost funkcionalne skupine -COOH. Na primer, HCOOH (mravljinčna), CH 3 COOH (ocetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) in drugi.

Obstajajo številne kisline, ki so še posebej skrbno poudarjene pri obravnavi te teme v šolskem tečaju kemije.

1. Solyanaya.
2. Dušik.
3. Ortofosforna.
4. bromovodikova.
5. Premog.
6. Vodikov jodid.
7. Žveplova.
8. Ocetna ali etanska.
9. Butan ali olje.
10. Benzoin.

Teh 10 kislin v kemiji so temeljne snovi ustreznega razreda tako v šolskem tečaju kot na splošno v industriji in sintezah.

Lastnosti anorganskih kislin

Glavne fizikalne lastnosti vključujejo predvsem različno agregatno stanje. Navsezadnje obstajajo številne kisline, ki imajo v normalnih pogojih obliko kristalov ali prahu (borova, ortofosforna). Velika večina znanih anorganskih kislin je različnih tekočin. Tudi vrelišča in tališča se razlikujejo.

Kisline lahko povzročijo hude opekline, saj imajo moč uničiti organsko tkivo in kožo. Za odkrivanje kislin se uporabljajo indikatorji:

• metiloranžna (v normalnem okolju - oranžna, v kislinah - rdeča),
• lakmus (v nevtralnem - vijolično, v kislinah - rdeče) ali nekatere druge.

Najpomembnejše kemijske lastnosti vključujejo sposobnost interakcije s preprostimi in kompleksnimi snovmi.

Pri interakciji s kovinami vse kisline ne reagirajo enako. Kemija (9. razred) v šoli vključuje zelo plitvo študijo takšnih reakcij, vendar se tudi na tej ravni upoštevajo specifične lastnosti koncentrirane dušikove in žveplove kisline pri interakciji s kovinami.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne in netopne baze

Oksidi, soli, baze, kisline - vsi ti razredi snovi imajo skupno kemijsko naravo, ki jo pojasnjuje struktura kristalne mreže, pa tudi medsebojni vpliv atomov v molekulah. Vendar, če je bilo mogoče podati zelo specifično definicijo za okside, je to težje narediti za kisline in baze.

Tako kot kisline so baze po teoriji ED snovi, ki lahko v vodni raztopini razpadejo na kovinske katione Me n+ in anione hidroksilnih skupin OH -.

• Topne ali alkalije (močne baze, ki se spreminjajo. Tvorijo jih kovine skupin I in II. Primer: KOH, NaOH, LiOH (to pomeni, da se upoštevajo elementi samo glavnih podskupin);
• Rahlo topen ali netopen (srednje jakosti, ne spremeni barve indikatorjev). Primer: magnezijev hidroksid, železo (II), (III) in drugi.
• Molekularne (šibke baze, v vodnem okolju reverzibilno disociirajo na ionske molekule). Primer: N 2 H 4, amini, amoniak.
• Amfoterni hidroksidi (kažejo dvojne bazično-kislinske lastnosti). Primer: berilij, cink in tako naprej.

Vsaka predstavljena skupina se preučuje v šolskem tečaju kemije v razdelku "Osnove". Kemija v razredih 8-9 vključuje podrobno študijo alkalij in slabo topnih spojin.

Glavne značilne lastnosti baz

Vse alkalije in slabo topne spojine najdemo v naravi v trdnem kristalnem stanju. Hkrati so njihove temperature taljenja običajno nizke, slabo topni hidroksidi pa pri segrevanju razpadejo. Barva podstavkov je različna. Če so alkalije bele, so lahko kristali slabo topnih in molekularnih baz zelo različnih barv. Topnost večine spojin tega razreda si lahko ogledate v tabeli, ki predstavlja formule oksidov, baz, kislin, soli in prikazuje njihovo topnost.

Alkalije lahko spremenijo barvo indikatorjev na naslednji način: fenolftalein - škrlatno, metil oranžno - rumeno. To je zagotovljeno s prosto prisotnostjo hidrokso skupin v raztopini. Zato slabo topne baze ne dajejo takšne reakcije.

Kemijske lastnosti vsake skupine baz so različne.

To je večina kemijskih lastnosti, ki jih imajo baze. Kemija baz je precej preprosta in sledi splošnim zakonom vseh anorganskih spojin.

Razred anorganskih soli. Razvrstitev, fizikalne lastnosti

Na podlagi določb ED lahko soli imenujemo anorganske spojine, ki v vodni raztopini disociirajo na kovinske katione Me +n in anione kislih ostankov An n-. Tako si lahko predstavljate soli. Kemija daje več kot eno definicijo, vendar je ta najbolj natančna.

Poleg tega so vse soli glede na njihovo kemično naravo razdeljene na:

• Kislo (vsebuje vodikov kation). Primer: NaHSO 4.
• Bazične (ki vsebujejo hidrokso skupino). Primer: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Srednje (sestavljeno samo iz kovinskega kationa in kislinskega ostanka). Primer: NaCL, CaSO 4.
• Dvojno (vključuje dva različna kovinska kationa). Primer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidrokso kompleksi, akva kompleksi in drugi). Primer: K 2.

Formule soli odražajo njihovo kemijsko naravo ter kažejo tudi na kakovostno in kvantitativno sestavo molekule.

Oksidi, soli, baze, kisline imajo različne lastnosti topnosti, ki si jih lahko ogledate v ustrezni tabeli.

Če govorimo o stanju agregacije soli, potem moramo opaziti njihovo enotnost. Obstajajo samo v trdnem, kristalnem ali praškastem stanju. Barvna paleta je precej raznolika. Raztopine kompleksnih soli imajo praviloma svetle, nasičene barve.

Kemijske interakcije za razred srednjih soli

Imajo podobne kemijske lastnosti kot baze, kisline in soli. Oksidi, kot smo že pregledali, se v tem faktorju od njih nekoliko razlikujejo.

Skupno lahko za srednje velike soli ločimo 4 glavne vrste interakcij.

I. Interakcija s kislinami (samo močna z vidika ED) s tvorbo druge soli in šibke kisline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topnimi hidroksidi, pri katerih nastajajo soli in netopne baze:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 topna sol + Cu(OH) 2 netopna baza

III. Reakcija z drugo topno soljo, da nastaneta netopna in topna sol:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s kovinami, ki se nahajajo v EHRNM levo od tiste, ki tvori sol. V tem primeru kovina, ki reagira, ne sme delovati z vodo v normalnih pogojih:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

To so glavne vrste interakcij, ki so značilne za srednje soli. Formule kompleksnih, bazičnih, dvojnih in kislih soli same po sebi govorijo o specifičnosti izkazanih kemijskih lastnosti.

Formule oksidov, baz, kislin, soli odražajo kemijsko bistvo vseh predstavnikov teh razredov anorganskih spojin, poleg tega pa dajejo idejo o imenu snovi in ​​njenih fizikalnih lastnostih. Zato je treba njihovemu pisanju posvetiti posebno pozornost. Ogromno različnih spojin nam ponuja nasploh neverjetna znanost kemija. Oksidi, baze, kisline, soli - to je le del neizmerne raznolikosti.

1. Kovina + nekovina. Inertni plini ne vstopajo v to interakcijo. Večja kot je elektronegativnost nekovine, z več kovinami bo reagirala. Na primer, fluor reagira z vsemi kovinami, vodik pa samo z aktivnimi. Bolj levo kot je kovina v nizu aktivnosti kovin, z več nekovinami lahko reagira. Na primer, zlato reagira samo s fluorom, litij - z vsemi nekovinami.

2. Nekovina + nekovina. V tem primeru bolj elektronegativna nekovina deluje kot oksidant, manj elektronegativna nekovina pa redukcijsko sredstvo. Nekovine s podobno elektronegativnostjo medsebojno slabo delujejo, na primer interakcija fosforja z vodikom in silicija z vodikom je praktično nemogoča, saj se ravnovesje teh reakcij premakne v smeri tvorbe preprostih snovi. Helij, neon in argon ne reagirajo z nekovinami; drugi inertni plini lahko reagirajo s fluorom v težkih pogojih.
Kisik ne deluje s klorom, bromom in jodom. Kisik lahko pri nizkih temperaturah reagira s fluorom.

3. Kovina + kislinski oksid. Kovina reducira nekovino iz oksida. Odvečna kovina lahko nato reagira z nastalo nekovino. Na primer:

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (s pomanjkanjem magnezija)

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (s presežkom magnezija)

4. Kovina + kislina. Kovine, ki se nahajajo v nizu napetosti levo od vodika, reagirajo s kislinami, da sprostijo vodik.

Izjema so oksidacijske kisline (koncentrirana žveplova in katera koli dušikova kislina), ki lahko reagirajo s kovinami, ki so v napetostnem nizu desno od vodika, pri reakcijah se vodik ne sprošča, dobimo pa vodo in produkt kislinske redukcije.

Treba je biti pozoren na dejstvo, da ko kovina reagira s presežkom polibazične kisline, lahko dobimo kislo sol: Mg +2 H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4 ) 2 + H 2 .

Če je produkt interakcije med kislino in kovino netopna sol, je kovina pasivirana, saj je površina kovine zaščitena z netopno soljo pred delovanjem kisline. Na primer učinek razredčene žveplove kisline na svinec, barij ali kalcij.

5. Kovina + sol. V raztopini Ta reakcija vključuje kovine, ki so v napetostnem nizu desno od magnezija, vključno s samim magnezijem, vendar levo od kovinske soli. Če je kovina bolj aktivna od magnezija, potem ne reagira s soljo, ampak z vodo, da nastane alkalija, ki nato reagira s soljo. V tem primeru morata biti prvotna sol in nastala sol topni. Netopni produkt pasivizira kovino.

Vendar pa obstajajo izjeme od tega pravila:

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2;

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2. Ker ima železo vmesno oksidacijsko stanje, se njegova sol v najvišjem oksidacijskem stanju zlahka reducira v sol v vmesnem oksidacijskem stanju, pri čemer oksidira tudi manj aktivne kovine.

V talinahštevilne kovinske napetosti niso učinkovite. Ugotavljanje, ali je reakcija med soljo in kovino možna, je mogoče le s termodinamičnimi izračuni. Natrij lahko na primer izpodrine kalij iz taline kalijevega klorida, ker je kalij bolj hlapen: Na + KCl = NaCl + K (ta reakcija je določena z entropijskim faktorjem). Po drugi strani pa je bil aluminij pridobljen z izpodrivanjem iz natrijevega klorida: 3 Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al . Ta proces je eksotermičen in ga določa faktor entalpije.

Možno je, da se sol pri segrevanju razgradi, produkti njenega razpada pa lahko reagirajo s kovino, na primer z aluminijevim nitratom in železom. Aluminijev nitrat pri segrevanju razpade v aluminijev oksid, dušikov oksid ( IV ) in kisik, kisik in dušikov oksid bosta oksidirala železo:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Kovina + bazični oksid. Tako kot pri staljenih solih je možnost teh reakcij določena termodinamično. Kot redukcijska sredstva se pogosto uporabljajo aluminij, magnezij in natrij. Na primer: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe eksotermna reakcija, faktor entalpije);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (hlapni rubidij, faktor entalpije).

8. Nekovinska + osnova. Praviloma pride do reakcije med nekovino in alkalijo. Vse nekovine ne morejo reagirati z alkalijami: ne pozabite, da halogeni (na različne načine, odvisno od temperature), žveplo (pri segrevanju), silicij, fosfor. vstopite v to interakcijo.

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (na hladnem)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (v vroči raztopini)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) nekovine – reducent (vodik, ogljik):

CO2 + C = 2CO;

2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Če lahko nastala nekovina reagira s kovino, ki se uporablja kot redukcijsko sredstvo, potem bo reakcija šla dlje (s presežkom ogljika) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si C

2) nekovine – oksidanti (kisik, ozon, halogeni):

2С O + O 2 = 2СО 2.

CO + Cl 2 = CO Cl 2.

2 NO + O 2 = 2 N O 2.

10. Kislinski oksid + bazični oksid . Do reakcije pride, če nastala sol načeloma obstaja. Na primer, aluminijev oksid lahko reagira z žveplovim anhidridom, da nastane aluminijev sulfat, ne more pa reagirati z ogljikovim dioksidom, ker ustrezna sol ne obstaja.

11. Voda + bazični oksid . Reakcija je možna, če nastane alkalija, to je topna baza (ali slabo topna, v primeru kalcija). Če je baza netopna ali rahlo topna, pride do obratne reakcije razgradnje baze v oksid in vodo.

12. Bazični oksid + kislina . Reakcija je možna, če obstaja nastala sol. Če je nastala sol netopna, se lahko reakcija pasivizira zaradi blokiranja dostopa kisline do površine oksida. V primeru presežka polibazične kisline je možen nastanek kisle soli.

13. Kislinski oksid + osnova. Običajno pride do reakcije med alkalijo in kislim oksidom. Če kislinski oksid ustreza polibazni kislini, lahko dobimo kislinsko sol: CO 2 + KOH = KHCO 3.

Kislinski oksidi, ki ustrezajo močnim kislinam, lahko reagirajo tudi z netopnimi bazami.

Včasih oksidi, ki ustrezajo šibkim kislinam, reagirajo z netopnimi bazami, kar lahko povzroči srednjo ali bazično sol (praviloma dobimo manj topno snov): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. Kislinski oksid + sol. Reakcija lahko poteka v talini ali raztopini. V talini manj hlapni oksid izpodrine bolj hlapen oksid iz soli. V raztopini oksid, ki ustreza močnejši kislini, izpodriva oksid, ki ustreza šibkejši kislini. na primer Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , v smeri naprej se ta reakcija zgodi v talini, ogljikov dioksid je bolj hlapljiv kot silicijev oksid; v nasprotni smeri poteka reakcija v raztopini, ogljikova kislina je močnejša od kremenčeve kisline in silicijev oksid se obori.

Možno je kombinirati kisli oksid z lastno soljo, na primer dikromat lahko dobimo iz kromata, disulfat iz sulfata in disulfit iz sulfita:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

Če želite to narediti, morate vzeti kristalno sol in čisti oksid ali nasičeno raztopino soli in presežek kislega oksida.

V raztopini lahko soli reagirajo z lastnimi kislinskimi oksidi in tvorijo kislinske soli: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Voda + kislinski oksid . Reakcija je možna, če nastane topna ali slabo topna kislina. Če je kislina netopna ali slabo topna, pride do obratne reakcije, razgradnje kisline v oksid in vodo. Na primer, za žveplovo kislino je značilna reakcija proizvodnje iz oksida in vode, reakcija razgradnje praktično ne poteka, silicijeve kisline ni mogoče dobiti iz vode in oksida, vendar se zlahka razgradi na te komponente, vendar lahko sodelujeta ogljikova in žveplova kislina v neposredni in povratni reakciji.

16. Baza + kislina. Do reakcije pride, če je vsaj eden od reaktantov topen. Glede na razmerje reagentov lahko dobimo srednje, kisle in bazične soli.

17. Osnova + sol. Reakcija poteka, če sta obe izhodni snovi topni in kot produkt nastane vsaj en neelektrolit ali šibek elektrolit (oborina, plin, voda).

18. Sol + kislina. Praviloma pride do reakcije, če sta obe izhodni snovi topni in kot produkt nastane vsaj en neelektrolit ali šibek elektrolit (oborina, plin, voda).

Močna kislina lahko reagira z netopnimi solmi šibkih kislin (karbonati, sulfidi, sulfiti, nitriti), pri čemer se sprosti plinasti produkt.

Reakcije med koncentriranimi kislinami in kristalnimi solmi so možne, če dobimo bolj hlapno kislino: na primer, vodikov klorid lahko dobimo z delovanjem koncentrirane žveplove kisline na kristalni natrijev klorid, vodikov bromid in vodikov jodid - z delovanjem ortofosforne kisline na ustrezne soli. S kislino lahko delujete na lastno sol, da dobite kislo sol, na primer: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4 ) 2 .

19. Sol + sol.Praviloma pride do reakcije, če sta obe izhodni snovi topni in kot produkt nastane vsaj en neelektrolit ali šibek elektrolit.

1) sol ne obstaja, ker ireverzibilno hidrolizira . To je večina karbonatov, sulfitov, sulfidov, silikatov trivalentnih kovin, pa tudi nekatere soli dvovalentnih kovin in amonija. Soli trivalentnih kovin se hidrolizirajo v ustrezne baze in kisline, soli dvovalentnih kovin pa v manj topne bazične soli.

Poglejmo primere:

2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3 H2CO3

H 2 CO 3 razpade na vodo in ogljikov dioksid, voda v levem in desnem delu se reducira in rezultat je: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Če zdaj združimo enačbi (1) in (2) in reduciramo železov karbonat, dobimo skupno enačbo, ki odraža interakcijo železovega klorida ( III ) in natrijev karbonat: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Podčrtana sol ne obstaja zaradi ireverzibilne hidrolize:

2CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Če zdaj združimo enačbi (1) in (2) in zmanjšamo bakrov karbonat, dobimo skupno enačbo, ki odraža interakcijo sulfata ( II ) in natrijev karbonat:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

Preden začnemo govoriti o kemijskih lastnostih oksidov, si moramo zapomniti, da se vsi oksidi delijo na 4 vrste, in sicer bazične, kisle, amfoterne in nesolne. Če želite določiti vrsto katerega koli oksida, morate najprej razumeti, ali je pred vami kovinski ali nekovinski oksid, nato pa uporabite algoritem (morate se ga naučiti!), predstavljen v naslednji tabeli :

Poleg zgoraj navedenih tipov oksidov bomo glede na njihovo kemijsko aktivnost predstavili še dve podvrsti bazičnih oksidov, in sicer aktivni bazični oksidi in nizko aktivni bazični oksidi.

• TO aktivni bazični oksidi Sem uvrščamo okside alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin (vsi elementi skupin IA in IIA, razen vodika H, ​​berilija Be in magnezija Mg). Na primer Na 2 O, CaO, Rb 2 O, SrO itd.
• TO nizko aktivni bazični oksidi vključili bomo vse glavne okside, ki niso vključeni v seznam aktivni bazični oksidi. Na primer FeO, CuO, CrO itd.

Logično je domnevati, da aktivni bazični oksidi pogosto vstopajo v reakcije, ki jih nizko aktivni ne.
Opozoriti je treba, da kljub dejstvu, da je voda dejansko oksid nekovine (H 2 O), se njene lastnosti običajno obravnavajo ločeno od lastnosti drugih oksidov. To je posledica njene specifično velike razširjenosti v svetu okoli nas, zato voda v večini primerov ni reagent, temveč medij, v katerem lahko potekajo neštete kemične reakcije. Vendar pa pogosto neposredno sodeluje pri različnih transformacijah, zlasti nekatere skupine oksidov reagirajo z njim.

Kateri oksidi reagirajo z vodo?

Od vseh oksidov z vodo reagirati samo:
1) vsi aktivni bazični oksidi (oksidi alkalijskih kovin in alkalijskih kovin);
2) vsi kislinski oksidi, razen silicijevega dioksida (SiO 2);

tiste. Iz navedenega sledi, da z vodo natanko ne reagiraj:
1) vsi nizko aktivni bazični oksidi;
2) vsi amfoterni oksidi;
3) oksidi, ki ne tvorijo soli (NO, N 2 O, CO, SiO).

Sposobnost določanja, kateri oksidi lahko reagirajo z vodo tudi brez sposobnosti pisanja ustreznih reakcijskih enačb, vam že omogoča, da dobite točke za nekatera vprašanja v testnem delu enotnega državnega izpita.

Zdaj pa ugotovimo, kako nekateri oksidi reagirajo z vodo, tj. Naučimo se pisati ustrezne reakcijske enačbe.

Aktivni bazični oksidi, ki reagirajo z vodo, tvorijo ustrezne hidrokside. Spomnimo se, da je ustrezni kovinski oksid hidroksid, ki vsebuje kovino v enakem oksidacijskem stanju kot oksid. Tako na primer, ko aktivni bazični oksidi K +1 2 O in Ba +2 O reagirajo z vodo, nastanejo njihovi ustrezni hidroksidi K +1 OH in Ba +2 (OH) 2:

K2O + H2O = 2KOH– kalijev hidroksid

BaO + H 2 O = Ba(OH) 2– barijev hidroksid

Vsi hidroksidi, ki ustrezajo aktivnim bazičnim oksidom (alkalijske kovine in oksidi alkalijskih kovin), spadajo med alkalije. Alkalije so vsi kovinski hidroksidi, ki so dobro topni v vodi, pa tudi slabo topen kalcijev hidroksid Ca(OH) 2 (izjema).

Medsebojno delovanje kislih oksidov z vodo, kot tudi reakcija aktivnih bazičnih oksidov z vodo vodi do nastanka ustreznih hidroksidov. Samo v primeru kislih oksidov ne ustrezajo bazičnim, temveč kislim hidroksidom, pogosteje imenovanim kisline, ki vsebujejo kisik. Spomnimo se, da je ustrezen kisli oksid kislina, ki vsebuje kisik in vsebuje element, ki tvori kislino, v enakem oksidacijskem stanju kot v oksidu.

Torej, če želimo na primer zapisati enačbo za interakcijo kislega oksida SO 3 z vodo, se moramo najprej spomniti glavnih kislin, ki vsebujejo žveplo, ki se preučujejo v šolskem kurikulumu. To so vodikov sulfid H 2 S, žveplova H 2 SO 3 in žveplova H 2 SO 4 kisline. Vodikova sulfidna kislina H 2 S, kot je enostavno videti, ne vsebuje kisika, zato je mogoče takoj izključiti njen nastanek med interakcijo SO 3 z vodo. Od kislin H 2 SO 3 in H 2 SO 4 vsebuje samo žveplova kislina H 2 SO 4 žveplo v oksidacijskem stanju +6, kot v SO 3 oksidu. Zato bo ravno to nastalo pri reakciji SO 3 z vodo:

H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4

Podobno oksid N 2 O 5, ki vsebuje dušik v oksidacijskem stanju +5, reagira z vodo in tvori dušikovo kislino HNO 3, vendar v nobenem primeru dušikovega HNO 2, saj je v dušikovi kislini oksidacijsko stanje dušika enako kot v N 2 O 5, je enak +5, v dušiku pa +3:

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

Medsebojno delovanje oksidov

Najprej morate jasno razumeti dejstvo, da med oksidi, ki tvorijo sol (kislimi, bazičnimi, amfoternimi), skoraj nikoli ne pride do reakcij med oksidi istega razreda, tj. V veliki večini primerov je interakcija nemogoča:

1) bazični oksid + bazični oksid ≠

2) kislinski oksid + kislinski oksid ≠

3) amfoterni oksid + amfoterni oksid ≠

Medtem ko je interakcija med oksidi, ki pripadajo različnim vrstam, skoraj vedno možna, tj. skoraj vedno puščajo reakcije med:

1) bazični oksid in kisli oksid;

2) amfoterni oksid in kislinski oksid;

3) amfoterni oksid in bazični oksid.

Zaradi vseh takšnih interakcij je produkt vedno povprečna (normalna) sol.

Oglejmo si vse te pare interakcij podrobneje.

Kot rezultat interakcije:

Me x O y + kislinski oksid, kjer je Me x O y – kovinski oksid (bazičen ali amfoteren)

nastane sol, sestavljena iz kovinskega kationa Me (iz začetnega Me x O y) in kislinskega ostanka kisline, ki ustreza kislinskemu oksidu.

Kot primer poskusimo zapisati interakcijske enačbe za naslednje pare reagentov:

Na 2 O + P 2 O 5 in Al 2 O 3 + SO 3

V prvem paru reagentov vidimo bazični oksid (Na 2 O) in kisli oksid (P 2 O 5). V drugem - amfoterni oksid (Al 2 O 3) in kisli oksid (SO 3).

Kot je bilo že omenjeno, kot posledica interakcije bazičnega/amfoternega oksida s kislim nastane sol, sestavljena iz kovinskega kationa (iz prvotnega bazičnega/amfoternega oksida) in kislega ostanka kisline, ki ustreza prvotni kisli oksid.

Tako bi morala interakcija Na 2 O in P 2 O 5 tvoriti sol, sestavljeno iz kationov Na + (iz Na 2 O) in kislega ostanka PO 4 3-, saj je oksid P +5 2 O 5 ustreza kislini H 3 P +5 O4. Tisti. Kot rezultat te interakcije nastane natrijev fosfat:

3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4- natrijev fosfat

Po drugi strani bi morala interakcija Al 2 O 3 in SO 3 tvoriti sol, sestavljeno iz kationov Al 3+ (iz Al 2 O 3) in kislega ostanka SO 4 2-, saj je oksid S +6 O 3 ustreza kislini H 2 S +6 O4. Tako kot rezultat te reakcije dobimo aluminijev sulfat:

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3- aluminijev sulfat

Bolj specifična je interakcija med amfoternimi in bazičnimi oksidi. Te reakcije potekajo pri visokih temperaturah, njihov nastanek pa je možen zaradi dejstva, da amfoterni oksid dejansko prevzame vlogo kislega. Kot rezultat te interakcije nastane sol posebne sestave, sestavljena iz kovinskega kationa, ki tvori prvotni bazični oksid, in "kislinskega ostanka"/aniona, ki vključuje kovino iz amfoternega oksida. Splošno formulo takega "kislinskega ostanka"/aniona lahko zapišemo kot MeO 2 x - , kjer je Me kovina iz amfoternega oksida in x = 2 v primeru amfoternih oksidov s splošno formulo v obliki Me + 2 O (ZnO, BeO, PbO) in x = 1 – za amfoterne okside s splošno formulo v obliki Me +3 2 O 3 (na primer Al 2 O 3, Cr 2 O 3 in Fe 2 O 3).

Poskusimo kot primer zapisati interakcijske enačbe

ZnO + Na 2 O in Al 2 O 3 + BaO

V prvem primeru je ZnO amfoteren oksid s splošno formulo Me +2 O, Na 2 O pa tipičen bazični oksid. Glede na zgoraj navedeno bi morala kot posledica njihove interakcije nastati sol, sestavljena iz kovinskega kationa, ki tvori bazični oksid, tj. v našem primeru Na + (iz Na 2 O) in »kislinski ostanek«/anion s formulo ZnO 2 2-, saj ima amfoterni oksid splošno formulo v obliki Me + 2 O. Tako je formula Nastala sol bo ob upoštevanju pogoja električne nevtralnosti ene od njenih strukturnih enot (»molekul«) izgledala kot Na 2 ZnO 2:

ZnO + Na 2 O = t o=> Na 2 ZnO 2

V primeru medsebojno delujočega para reagentov Al 2 O 3 in BaO je prva snov amfoterni oksid s splošno formulo oblike Me + 3 2 O 3, druga pa tipičen bazični oksid. V tem primeru nastane sol, ki vsebuje kovinski kation iz glavnega oksida, tj. Ba 2+ (iz BaO) in "kislinski ostanek"/anion AlO 2 - . Tisti. formula nastale soli, ob upoštevanju pogoja električne nevtralnosti ene od njenih strukturnih enot (»molekul«), bo imela obliko Ba(AlO 2) 2, sama interakcijska enačba pa bo zapisana kot:

Al 2 O 3 + BaO = t o=> Ba(AlO 2) 2

Kot smo zapisali zgoraj, se reakcija pojavi skoraj vedno:

Me x O y + kislinski oksid,

kjer je Me x O y bazični ali amfoterni kovinski oksid.

Vendar pa si morate zapomniti dva "izbirčna" kislinska oksida - ogljikov dioksid (CO 2 ) in žveplov dioksid (SO 2 ). Njihova "izbirčnost" je v tem, da kljub očitnim kislim lastnostim aktivnost CO 2 in SO 2 ni dovolj za njuno interakcijo z nizko aktivnimi bazičnimi in amfoternimi oksidi. Od kovinskih oksidov reagirajo le z aktivni bazični oksidi(oksidi alkalijskih kovin in alkalijskih kovin). Na primer, Na 2 O in BaO, ki sta aktivna bazična oksida, lahko reagirata z njimi:

CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3

SO 2 + BaO = BaSO 3

Medtem ko oksidi CuO in Al 2 O 3, ki niso povezani z aktivnimi bazičnimi oksidi, ne reagirajo s CO 2 in SO 2:

CO 2 + CuO ≠

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

SO 2 + CuO ≠

SO 2 + Al 2 O 3 ≠

Interakcija oksidov s kislinami

Bazični in amfoterni oksidi reagirajo s kislinami. V tem primeru nastanejo soli in voda:

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

Oksidi, ki ne tvorijo soli, sploh ne reagirajo s kislinami, kisli oksidi pa v večini primerov ne reagirajo s kislinami.

Kdaj kisli oksid reagira s kislino?

Pri reševanju izbirnega dela enotnega državnega izpita morate pogojno domnevati, da kisli oksidi ne reagirajo niti s kislimi oksidi niti s kislinami, razen v naslednjih primerih:

1) silicijev dioksid, ki je kisli oksid, reagira s fluorovodikovo kislino in se v njej raztopi. Zlasti zahvaljujoč tej reakciji se steklo lahko raztopi v fluorovodikovi kislini. V primeru presežka HF ima reakcijska enačba obliko:

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

in v primeru pomanjkanja HF:

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

2) SO 2, ki je kisli oksid, zlahka reagira s hidrosulfidno kislino H 2 S kot sorazmernost:

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

3) Fosforjev (III) oksid P 2 O 3 lahko reagira z oksidacijskimi kislinami, ki vključujejo koncentrirano žveplovo kislino in dušikovo kislino katere koli koncentracije. V tem primeru se stopnja oksidacije fosforja poveča od +3 do +5:

Interakcija oksidov s kovinskimi hidroksidi

Kislinski oksidi reagirajo s kovinskimi hidroksidi, tako bazičnimi kot amfoternimi. Pri tem nastane sol, sestavljena iz kovinskega kationa (iz prvotnega kovinskega hidroksida) in kislinskega ostanka, ki ustreza kislinskemu oksidu.

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

Kislinski oksidi, ki ustrezajo polibazičnim kislinam, lahko z alkalijami tvorijo normalne in kisle soli:

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

"Finični" oksidi CO 2 in SO 2, katerih aktivnost, kot že omenjeno, ni dovolj za njihovo reakcijo z nizko aktivnimi bazičnimi in amfoternimi oksidi, kljub temu reagirajo z večino ustreznih kovinskih hidroksidov. Natančneje, ogljikov dioksid in žveplov dioksid reagirata z netopnimi hidroksidi v obliki njihove suspenzije v vodi. V tem primeru samo osnovno O naravne soli, imenovane hidroksikarbonati in hidroksosulfiti, tvorba vmesnih (normalnih) soli pa je nemogoča:

2Zn(OH) 2 + CO 2 = (ZnOH) 2 CO 3 + H 2 O(v raztopini)

2Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O(v raztopini)

Vendar pa ogljikov dioksid in žveplov dioksid sploh ne reagirata s kovinskimi hidroksidi v oksidacijskem stanju +3, na primer Al (OH) 3, Cr (OH) 3 itd.

Poudariti je treba tudi, da je silicijev dioksid (SiO 2) še posebej inerten, v naravi ga največkrat najdemo v obliki navadnega peska. Ta oksid je kisel, vendar med kovinskimi hidroksidi lahko reagira le s koncentriranimi (50-60%) raztopinami alkalij, pa tudi s čistimi (trdnimi) alkalijami med fuzijo. V tem primeru nastanejo silikati:

2NaOH + SiO 2 = t o=> Na 2 SiO 3 + H 2 O

Amfoterni oksidi iz kovinskih hidroksidov reagirajo samo z alkalijami (hidroksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin). V tem primeru, ko se reakcija izvaja v vodnih raztopinah, nastanejo topne kompleksne soli:

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2- natrijev tetrahidroksocinkat

BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2- natrijev tetrahidroksoberilat

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na- natrijev tetrahidroksialuminat

Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3- natrijev heksahidroksokromat (III)

In ko te iste amfoterne okside spojimo z alkalijami, dobimo soli, ki so sestavljene iz kationa alkalijske ali zemeljskoalkalijske kovine in aniona tipa MeO 2 x -, kjer x= 2 v primeru amfoternega oksida tipa Me +2 O in x= 1 za amfoterni oksid v obliki 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

Opozoriti je treba, da je mogoče soli, dobljene s taljenjem amfoternih oksidov s trdnimi alkalijami, zlahka pridobiti iz raztopin ustreznih kompleksnih soli z izhlapevanjem in kasnejšim žganjem:

Na 2 = t o=> Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Na = t o=> NaAlO 2 + 2H 2 O

Interakcija oksidov s srednjimi solmi

Najpogosteje srednje soli ne reagirajo z oksidi.

Vendar se morate naučiti naslednjih izjem od tega pravila, ki jih pogosto srečate na izpitu.

Ena od teh izjem je, da amfoterni oksidi in silicijev dioksid (SiO 2) pri spajanju s sulfiti in karbonati izpodrinejo žveplov dioksid (SO 2) oziroma ogljikov dioksid (CO 2) iz slednjih. Na primer:

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

Tudi reakcije oksidov s solmi lahko pogojno vključujejo interakcijo žveplovega dioksida in ogljikovega dioksida z vodnimi raztopinami ali suspenzijami ustreznih soli - sulfitov in karbonatov, kar vodi do tvorbe kislih soli:

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

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

Tudi žveplov dioksid, ko prehaja skozi vodne raztopine ali suspenzije karbonatov, izpodriva ogljikov dioksid iz njih zaradi dejstva, da je žveplova kislina močnejša in stabilnejša kislina kot ogljikova kislina:

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

ORR, ki vključuje okside

Redukcija kovinskih in nekovinskih oksidov

Tako kot lahko kovine reagirajo z raztopinami soli manj aktivnih kovin, pri čemer slednje izpodrivajo v prosti obliki, lahko tudi kovinski oksidi pri segrevanju reagirajo z bolj aktivnimi kovinami.

Spomnimo se, da lahko aktivnost kovin primerjamo bodisi z uporabo niza aktivnosti kovin ali, če ena ali dve kovini nista v nizu aktivnosti, glede na njihov položaj glede na drugo v periodnem sistemu: spodnja in glede na levo od kovine, bolj je aktivna. Koristno je tudi vedeti, da bo katera koli kovina iz družine AHM in ALP vedno bolj aktivna kot kovina, ki ni predstavnik ALM ali ALP.

Zlasti metoda aluminotermije, ki se uporablja v industriji za pridobivanje kovin, ki jih je težko reducirati, kot sta krom in vanadij, temelji na interakciji kovine z oksidom manj aktivne kovine:

Cr 2 O 3 + 2Al = t o=> Al 2 O 3 + 2Cr

Med postopkom aluminotermije nastane ogromna količina toplote, temperatura reakcijske mešanice pa lahko doseže več kot 2000 o C.

Poleg tega se lahko oksidi skoraj vseh kovin, ki se nahajajo v nizu aktivnosti desno od aluminija, pri segrevanju reducirajo v proste kovine z vodikom (H 2), ogljikom (C) in ogljikovim monoksidom (CO). Na primer:

Fe 2 O 3 + 3CO = t o=> 2Fe + 3CO 2

CuO+C= t o=> Cu + CO

FeO + H2 = t o=> Fe + H 2 O

Upoštevati je treba, da če ima lahko kovina več stopenj oksidacije, je možna tudi nepopolna redukcija oksidov, če manjka uporabljeno redukcijsko sredstvo. Na primer:

Fe 2 O 3 + CO =t o=> 2FeO + CO 2

4CuO + C = t o=> 2Cu 2 O + CO 2

Oksidi aktivnih kovin (alkalijskih, zemeljskoalkalijskih, magnezijevih in aluminijevih) z vodikom in ogljikovim monoksidom ne reagiraj.

Vendar pa oksidi aktivnih kovin reagirajo z ogljikom, vendar drugače kot oksidi manj aktivnih kovin.

V okviru programa enotnega državnega izpita, da ne bi prišlo do zmede, je treba domnevati, da je kot posledica reakcije oksidov aktivnih kovin (do vključno Al) z ogljikom nastanek proste alkalne kovine, alkalije kovine, Mg in Al ni mogoče. V takih primerih nastaneta kovinski karbid in ogljikov monoksid. Na primer:

2Al 2 O 3 + 9C = t o=> Al 4 C 3 + 6CO

CaO + 3C = t o=> CaC 2 + CO

Okside nekovin lahko pogosto reduciramo s kovinami v proste nekovine. Na primer, pri segrevanju ogljikovi in ​​silicijevi oksidi reagirajo z alkalijskimi, zemeljskoalkalijskimi kovinami in magnezijem:

CO2 + 2Mg = t o=> 2MgO + C

SiO2 + 2Mg = t o=>Si + 2MgO

Ob presežku magnezija lahko slednja interakcija vodi tudi do nastanka magnezijev silicid Mg 2 Si:

SiO2 + 4Mg = t o=> Mg 2 Si + 2 MgO

Dušikove okside je mogoče relativno enostavno zmanjšati tudi z manj aktivnimi kovinami, kot sta cink ali baker:

Zn + 2NO = t o=> ZnO + N 2

NO 2 + 2Cu = t o=> 2CuO + N 2

Interakcija oksidov s kisikom

Da bi lahko odgovorili na vprašanje, ali kateri koli oksid reagira s kisikom (O 2) v nalogah pravega Enotnega državnega izpita, se morate najprej spomniti, da oksidi, ki lahko reagirajo s kisikom (od tistih, na katere lahko naletite na samem izpitu) lahko tvori le kemijske elemente s seznama:

Oksidi vseh drugih kemičnih elementov, ki jih najdemo v pravem enotnem državnem izpitu, reagirajo s kisikom ne bodo (!).

Za bolj vizualno in priročno pomnjenje seznama zgoraj navedenih elementov je po mojem mnenju primerna naslednja ilustracija:

Vsi kemični elementi, ki lahko tvorijo okside, ki reagirajo s kisikom (od tistih, ki jih srečate pri izpitu)

Najprej je treba med naštetimi elementi upoštevati dušik N, ker razmerje med njegovimi oksidi in kisikom se izrazito razlikuje od oksidov drugih elementov na zgornjem seznamu.

Jasno si je treba zapomniti, da lahko dušik skupaj tvori pet oksidov, in sicer:

Od vseh dušikovih oksidov, ki lahko reagirajo s kisikom samošt. Ta reakcija poteka zelo enostavno, ko se NO zmeša s čistim kisikom in zrakom. V tem primeru opazimo hitro spremembo barve plina iz brezbarvne (NO) v rjavo (NO 2):

Da bi odgovorili na vprašanje: ali kateri koli oksid katerega koli drugega od zgoraj naštetih kemičnih elementov reagira s kisikom (tj. Z,Si, p, S, Cu, Mn, Fe, Kr) — Najprej se jih morate spomniti osnovni oksidacijsko stanje (CO). Tukaj so :

Nato se morate spomniti dejstva, da bodo od možnih oksidov zgornjih kemičnih elementov s kisikom reagirali le tisti, ki vsebujejo element v najmanjšem oksidacijskem stanju med zgoraj navedenimi. V tem primeru se oksidacijsko stanje elementa poveča na najbližjo možno pozitivno vrednost:

Oksidi- to so kompleksne anorganske spojine, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik (v oksidacijskem stanju -2).

Na primer, Na 2 O, B 2 O 3, Cl 2 O 7 so razvrščeni kot oksidi. Vse te snovi vsebujejo kisik in še en element. Snovi Na 2 O 2 , H 2 SO 4 , HCl niso oksidi: v prvi je oksidacijsko stanje kisika -1, v drugi nista dva, ampak trije elementi, tretja pa ne vsebuje kisika pri vse.

Če ne razumete pomena izraza oksidacijsko število, je to v redu. Najprej se lahko obrnete na ustrezen članek na tem spletnem mestu. Drugič, tudi če ne razumete tega izraza, lahko nadaljujete z branjem. Na omembo oksidacijskega stanja lahko začasno pozabite.

Pridobljeni so bili oksidi skoraj vseh trenutno znanih elementov, razen nekaterih žlahtnih plinov in "eksotičnih" transuranovih elementov. Poleg tega mnogi elementi tvorijo več oksidov (za dušik je na primer znanih šest).

Nomenklatura oksidov

Primer 1. Poimenujte naslednje spojine: Li 2 O, Al 2 O 3, N 2 O 5, N 2 O 3.

Li 2 O - litijev oksid,
Al 2 O 3 - aluminijev oksid,
N 2 O 5 - dušikov oksid (V),
N 2 O 3 - dušikov oksid (III).

Upoštevajte pomembno točko: če je valenca elementa konstantna, je NE omenjamo v imenu oksida. Če se valenca spremeni, to obvezno navedite v oklepaju! Litij in aluminij imata konstantno valenco, dušik pa spremenljivo valenco; Zaradi tega so imena dušikovih oksidov dopolnjena z rimskimi številkami, ki simbolizirajo valenco.

Naloga 1. Poimenujte okside: Na 2 O, P 2 O 3, BaO, V 2 O 5, Fe 2 O 3, GeO 2, Rb 2 O. Ne pozabite, da obstajajo elementi s konstantno in spremenljivo valenco.

Druga pomembna točka: pravilneje je, da snov F ​​2 O imenujemo ne "fluorov oksid", ampak "kisikov fluorid"!

Fizikalne lastnosti oksidov

Fizikalne lastnosti so zelo raznolike. To je predvsem posledica dejstva, da se v oksidih lahko pojavijo različne vrste kemičnih vezi. Tališča in vrelišča se zelo razlikujejo. V normalnih pogojih so oksidi lahko v trdnem stanju (CaO, Fe 2 O 3, SiO 2, B 2 O 3), tekočem stanju (N 2 O 3, H 2 O), v obliki plinov (N 2 O , SO 2, NO, CO).

Različne barve: MgO in Na 2 O sta bela, CuO je črna, N 2 O 3 je modra, CrO 3 je rdeča itd.

Taline oksidov z ionsko vrsto vezi dobro prevajajo elektriko; valentni oksidi imajo praviloma nizko električno prevodnost.

Razvrstitev oksidov

Vse okside, ki obstajajo v naravi, lahko razdelimo v 4 razrede: bazične, kisle, amfoterne in nesolne. Včasih prve tri razrede združimo v skupino oksidov, ki tvorijo sol, vendar za nas to zdaj ni pomembno. Kemijske lastnosti oksidov iz različnih razredov se zelo razlikujejo, zato je vprašanje razvrščanja zelo pomembno za nadaljnji študij te teme!

Začnimo z oksidi, ki ne tvorijo soli. Treba si jih je zapomniti: NO, SiO, CO, N 2 O. Samo naučite se teh štirih formul!

Da bi napredovali naprej, se moramo spomniti, da v naravi obstajata dve vrsti preprostih snovi - kovine in nekovine (včasih se razlikuje tudi skupina polkovin ali metaloidov). Če jasno razumete, kateri elementi so kovine, nadaljujte z branjem tega članka. Če imate najmanjši dvom, se obrnite na gradivo "Kovine in nekovine" na tej strani.

Torej, naj vam povem, da so vsi amfoterni oksidi kovinski oksidi, vendar niso vsi kovinski oksidi amfoterni. Naštel bom najpomembnejše med njimi: BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, SnO. Seznam ni popoln, vsekakor pa si morate zapomniti navedene formule! V večini amfoternih oksidov je kovina v oksidacijskem stanju +2 ali +3 (vendar obstajajo izjeme).

V naslednjem delu članka bomo nadaljevali s klasifikacijo; Pogovorimo se o kislih in bazičnih oksidih.

domov » Šola » Baza plus kovinski oksid. Izvenšolski pouk - osnovni oksidi