Химичните съединения, състоящи се от кислород и всеки друг елемент от периодичната таблица, се наричат оксиди. В зависимост от свойствата си те се разделят на основни, амфотерни и киселинни. Естеството на оксидите може да се определи теоретично и практически.
Ще имаш нужда
- - периодичната таблица;
- - стъклени изделия;
- - химически реактиви.
Инструкции
Трябва да имате добра представа как се променят свойствата на химичните елементи в зависимост от тяхното местоположение в таблицата на D.I. Менделеев. Така че повторете периодичния закон, електронна структураатоми (степента на окисление на елементите зависи от това) и т.н.
Без никаква практическа работа можете да установите природата на оксида, като използвате само периодичната таблица. В крайна сметка е известно, че в периоди, в посока отляво надясно, алкалните свойства на оксидите се променят на амфотерни и след това на киселинни. Например в III период натриевият оксид (Na2O) проявява основни свойства, съединението на алуминия с кислород (Al2O3) е амфотерно по природа, а хлорният оксид (ClO2) е киселинно.
Имайте предвид, че в основните подгрупи алкалните свойства на оксидите се увеличават отгоре надолу, а киселинността, напротив, отслабва. Така в група I цезиевият оксид (CsO) има по-силна основност от литиевия оксид (LiO). В група V азотният оксид (III) е киселинен, а бисмутовият оксид (Bi2O5) вече е основен.
Друг начин за определяне на природата на оксидите. Да кажем, че е дадена задача за експериментално доказване на основните, амфотерни и киселинни свойства на калциевия оксид (CaO), 5-валентния фосфорен оксид (P2O5(V)) и цинковия оксид (ZnO).
Първо вземете две чисти епруветки. От бутилките с помощта на химическа шпатула изсипете малко CaO в едната и P2O5 в другата. След това изсипете 5-10 ml дестилирана вода в двата реактива. Разбъркайте със стъклена пръчка, докато прахът се разтвори напълно. Потопете парчета лакмусова хартия в двете епруветки. Там, където се намира калциевият оксид, индикаторът ще стане от син цвят, което е доказателство за основния характер на изследваното съединение. В епруветка с фосфорен (V) оксид хартията ще стане червена, следователно P2O5 е киселинен оксид.
Тъй като цинковият оксид е неразтворим във вода, реагирайте с киселина и хидроксид, за да докажете, че е амфотерен. И в двата случая ZnO кристалите ще влязат в химическа реакция. Например:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4-> Zn3(PO4)2? + 3H2O
Забележка
Не забравяйте, че естеството на свойствата на оксида директно зависи от валентността на елемента, включен в неговия състав.
Не забравяйте, че има и така наречените индиферентни (необразуващи соли) оксиди, които не реагират в нормални условиянито с хидроксиди, нито с киселини. Те включват неметални оксиди с валентност I и II, например: SiO, CO, NO, N2O и др., Но има и „метални“: MnO2 и някои други.
Инструкции
Трябва да имате добра представа как се променят свойствата на химичните елементи в зависимост от тяхното местоположение в таблицата на D.I. Менделеев. Следователно повторете електронната структура на атомите (степента на окисление на елементите зависи от нея) и т.н.
Без никаква практическа работа можете да установите природата на оксида, като използвате само периодичната таблица. В крайна сметка е известно, че в периоди, в посока отляво надясно, алкалните свойства на оксидите се променят на амфотерни и след това на киселинни. Например, в III период, натриевият оксид (Na2O) има основните свойства, съединението на алуминий с кислород (Al2O3) има характер, а хлорният оксид (ClO2) има характер.
Имайте предвид, че в основните подгрупи алкалните свойства на оксидите се увеличават отгоре надолу, а киселинността, напротив, отслабва. Така в група I цезиевият оксид (CsO) има по-силна основност от литиевия оксид (LiO). В група V азотният оксид (III) е киселинен, а оксидът (Bi2O5) вече е основен.
Първо вземете две чисти епруветки. От бутилките с помощта на химическа шпатула изсипете малко CaO в едната и P2O5 в другата. След това изсипете 5-10 ml дестилирана вода в двата реагента. Разбъркайте със стъклена пръчка, докато прахът се разтвори напълно. Потопете парчета лакмусова хартия в двете епруветки. Там индикаторът ще стане син, което е доказателство за основния характер на тестваното съединение. В епруветка с фосфорен (V) оксид хартията ще стане червена, следователно P2O5 – .
Тъй като цинковият оксид е неразтворим във вода, реагирайте с киселина и хидроксид, за да докажете, че е амфотерен. И в двата случая ZnO кристалите ще влязат в химическа реакция. Например:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4→ Zn3(PO4)2↓ + 3H2O
Забележка
Не забравяйте, че естеството на свойствата на оксида директно зависи от валентността на елемента, включен в неговия състав.
Полезен съвет
Не забравяйте, че има и така наречените индиферентни (необразуващи соли) оксиди, които не реагират при нормални условия нито с хидроксиди, нито с киселини. Те включват неметални оксиди с валентност I и II, например: SiO, CO, NO, N2O и др., Но има и „метални“: MnO2 и някои други.
източници:
- основен характер на оксидите
Оксид калций- Това е обикновена негасена вар. Но въпреки такава проста природа, това вещество се използва много широко в икономическите дейности. От строителството, като основа за вароцимент, до готвене, като Хранителни добавкиЕ-529, оксид калцийнамира приложение. Можете да получите оксид както в промишлени, така и в домашни условия калцийот карбонат калцийреакция на термично разлагане.
Ще имаш нужда
- Калциев карбонат под формата на варовик или креда. Керамичен тигел за отгряване. Пропанова или ацетиленова горелка.
Инструкции
Подгответе тигела за отгряване на карбоната. Монтирайте го здраво върху огнеупорни стойки или специални приспособления. Тигелът трябва да бъде здраво монтиран и, ако е възможно, закрепен.
Смелете карбоната калций. Смилането трябва да се извърши за по-добър топлообмен вътре. Не е необходимо да смилате варовик или креда на прах. Достатъчно е да се получи грубо, хетерогенно смилане.
Напълнете тигела за отгряване със смлян карбонат калций. Не пълнете тигела напълно, тъй като когато се отдели въглероден диоксид, част от веществото може да бъде изхвърлено. Напълнете тигела около една трета или по-малко.
Започнете да нагрявате тигела. Инсталирайте го и го закрепете добре. Загрейте тигела плавно от различни страни, за да избегнете разрушаването му поради неравномерно термично разширение. Продължете да нагрявате тигела на газовата горелка. След известно време ще започне термичното разлагане на карбоната калций.
изчакайте пълен проходтермично разлагане. По време на реакцията горните слоеве на веществото в тигела може да не се затоплят добре. Могат да се разбъркат няколко пъти със стоманена шпатула.
Видео по темата
Забележка
Внимавайте, когато работите с газова горелка и нагрят тигел. По време на реакцията тигелът ще се нагрее до температури над 1200 градуса по Целзий.
Полезен съвет
Вместо да се опитвате сами да произвеждате големи количества калциев оксид (например за последващо производство на варов цимент), по-добре е да закупите готовия продукт в специализирани магазини. платформи за търговия.
източници:
- Запишете уравненията на реакциите, които могат да се използват
Според общоприетите възгледи киселините са сложни вещества, състоящи се от един или повече водородни атоми, които могат да бъдат заменени с метални атоми и киселинни остатъци. Делят се на безкислородни и кислородсъдържащи, едноосновни и многоосновни, силни, слаби и др. Как да определим дали дадено вещество има киселинни свойства?
Ще имаш нужда
- - индикаторна хартия или лакмусов разтвор;
- - солна киселина (за предпочитане разредена);
- - натриев карбонат на прах (калцинирана сода);
- - малко сребърен нитрат в разтвор;
- - колби или чаши с плоско дъно.
Инструкции
Първият и най-прост тест е тест с индикаторна лакмусова хартия или лакмусов разтвор. Ако хартиената лента или разтвор има розов оттенък, това означава, че тестваното вещество съдържа водородни йони и това е сигурен знак за киселина. Лесно можете да разберете, че колкото по-интензивен е цветът (до червено-бордо), толкова по-киселинен е той.
Има много други начини за проверка. Например, вие получавате задача да определите дали течността е бистра солна киселина. Как да го направим? Знаете реакцията към хлоридния йон. Открива се чрез добавяне дори на най-малки количества разтвор на лапис - AgNO3.
Изсипете част от тестовата течност в отделен съд и добавете малко разтвор на лапис. В този случай незабавно ще се образува "изварена" бяла утайка от неразтворим сребърен хлорид. Тоест определено има хлориден йон в молекулата на веществото. Но може би в крайна сметка не е, а разтвор на някаква сол, съдържаща хлор? Например натриев хлорид?
Спомнете си още едно свойство на киселините. Силните киселини (и солната киселина, разбира се, е една от тях) могат да изместят слабите киселини от тях. Поставете малко сода на прах - Na2CO3 - в колба или чаша и бавно добавете течността за тестване. Ако веднага се чуе съскащ звук и прахът буквално „кипи“, няма да остане никакво съмнение - това е солна киселина.
Защо? Защото тази реакция е: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3. Образува се въглеродна киселина, която е толкова слаба, че моментално се разлага на вода и въглероден диоксид. Именно неговите мехурчета причиниха това „кипене и съскане“.
Видео по темата
Забележка
Солната киселина, дори и разредена, е разяждащо вещество! Запомнете мерките за безопасност.
Полезен съвет
В никакъв случай не трябва да прибягвате до вкусови тестове (ако езикът ви е кисел, това означава, че има киселина). Най-малкото може да бъде много опасно! В крайна сметка много киселини са изключително разяждащи.
източници:
- как се променят киселинните свойства през 2019 г
Фосфорът е химичен елемент с 15-ти пореден номер в периодичната система. Намира се в неговата V група. Класически неметал, открит от алхимика Бранд през 1669 г. Има три основни модификации на фосфора: червен (част от сместа за запалване на кибрит), бял и черен. При много високо налягане(около 8,3 * 10^10 Pa) черният фосфор се трансформира в друго алотропно състояние („метален фосфор“) и започва да провежда ток. фосфор в различни вещества?
Инструкции
Запомнете, степен. Това е стойност, съответстваща на заряда на йон в молекула, при условие че електронните двойки, които осъществяват връзката, са изместени към по-електроотрицателен елемент (разположен вдясно и по-високо в периодичната таблица).
Трябва да знаете и основното условие: сумата електрически зарядина всички йони, които изграждат молекулата, като се вземат предвид коефициентите, винаги трябва да бъде равен на нула.
Степента на окисление не винаги съвпада количествено с валентността. Най-добър пример– въглерод, който в органичните вещества винаги има стойност 4, а степента на окисление може да бъде равна на -4, и 0, и +2, и +4.
Какво е степента на окисление в фосфиновата молекула PH3 например? Като се имат предвид всички неща, отговорът на този въпрос е много лесен. Тъй като водородът е първият елемент в периодичната таблица, по дефиниция той не може да бъде разположен там „вдясно и по-високо“ от . Следователно фосфорът е този, който ще привлече водородни електрони.
Всеки водороден атом, загубил електрон, ще се превърне в положително зареден окислителен йон +1. Следователно общият положителен заряд е +3. Това означава, че като се вземе предвид правилото, че общият заряд на молекулата е нула, степента на окисление на фосфора в молекулата на фосфина е -3.
Какво е степента на окисление на фосфора в оксида P2O5? Вземете периодичната таблица. Кислородът се намира в група VI, вдясно от фосфора, а също и по-високо, следователно определено е по-електроотрицателен. Тоест степента на окисление на кислорода в това съединение ще има знак минус, а фосфорът ще има знак плюс. Какви са тези степени, за да е неутрална молекулата като цяло? Лесно можете да видите, че най-малкото общо кратно на числата 2 и 5 е 10. Следователно степента на окисление на кислорода е -2, а на фосфора е +5.
Видео по темата
Днес започваме да се запознаваме с най-важните класове неорганични съединения. Неорганичните вещества се разделят според състава си, както вече знаете, на прости и сложни.
|
ОКСИД |
КИСЕЛИНА |
БАЗА |
СОЛ |
|
E x O y |
ннА А – киселинен остатък |
Me(OH)b ОН – хидроксилна група |
Аз n A b |
Сложните неорганични вещества се делят на четири класа: оксиди, киселини, основи, соли. Започваме с класа на оксида.
ОКСИДИТЕ
Оксиди
- това са сложни вещества, състоящи се от два химични елемента, единият от които е кислород, с валентност 2. Само един химичен елемент - флуор, когато се комбинира с кислород, образува не оксид, а кислороден флуорид OF 2.
Те се наричат просто „оксид + име на елемента“ (виж таблицата). Ако валентност химически елементпроменлива, след което се обозначава с римска цифра, оградена в скоби след името на химичния елемент.
|
Формула |
Име |
Формула |
Име |
|
въглероден(II) монооксид |
Fe2O3 |
железен (III) оксид |
|
|
азотен оксид (II) |
CrO3 |
хром(VI) оксид |
|
|
Al2O3 |
алуминиев оксид |
цинков оксид |
|
|
N2O5 |
азотен оксид (V) |
Mn2O7 |
манганов (VII) оксид |
Класификация на оксидите
Всички оксиди могат да бъдат разделени на две групи: солеобразуващи (основни, киселинни, амфотерни) и несолеобразуващи или индиферентни.
|
Метални оксиди Козина x O y |
Неметални оксиди neMe x O y |
|||
|
Основен |
киселинен |
Амфотерни |
киселинен |
Безразличен |
|
I, II мех |
V-VII аз |
ZnO, BeO, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 |
> II неМе |
I, II неМе CO, NO, N2O |
1). Основни оксидиса оксиди, които съответстват на основи. Основните оксиди включват оксиди метали 1 и 2 група, както и метали странични подгрупи с валентност аз И II (с изключение на ZnO - цинков оксид и BeO – берилиев оксид):
2). Киселинни оксиди- Това са оксиди, които отговарят на киселини. Киселинните оксиди включват неметални оксиди (с изключение на несолеобразуващите - индиферентни), както и метални оксиди странични подгрупи с валентност от V преди VII (Например CrO 3 - хром (VI) оксид, Mn 2 O 7 - манганов (VII) оксид):
3). Амфотерни оксиди- Това са оксиди, които отговарят на основи и киселини. Те включват метални оксиди главни и вторични подгрупи с валентност III , Понякога IV , както и цинк и берилий (Напр. BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).
4). Несолеобразуващи оксиди– това са оксиди, индиферентни към киселини и основи. Те включват неметални оксиди с валентност аз И II (Например N2O, NO, CO).
Заключение: естеството на свойствата на оксидите зависи преди всичко от валентността на елемента.
Например хромни оксиди:
CrO(II- основен);
Cr 2 O 3 (III- амфотерни);
CrO3(VII- кисела).
Класификация на оксидите
(по разтворимост във вода)
|
Киселинни оксиди |
Основни оксиди |
Амфотерни оксиди |
|
Разтворим във вода. Изключение – SiO 2 (неразтворим във вода) |
Във вода се разтварят само оксиди на алкални и алкалоземни метали (това са метали I "А" и II "А" група, изключение Be, Mg) |
Те не взаимодействат с водата. Неразтворим във вода |
Изпълнете задачите:
1. Напишете отделно химичните формули на солеобразуващите киселинни и основни оксиди.
NaOH, AlCl3, K2O, H2SO4, SO3, P2O5, HNO3, CaO, CO.
2. Дадени вещества : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO,
SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Получаване на оксиди
Симулатор "Взаимодействие на кислород с прости вещества"
|
1. Изгаряне на вещества (окисление с кислород) |
а) прости вещества Уред за обучение |
2Mg +O 2 =2MgO |
|
б) сложни вещества |
2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 |
|
|
2. Разграждане на сложни вещества (използвайте таблица с киселини, вижте приложенията) |
а) соли СОЛT= ОСНОВЕН ОКСИД+КИСЕЛИНЕН ОКСИД |
СaCO 3 =CaO+CO 2 |
|
б) Неразтворими основи Me(OH)bT= Аз х О у+ з 2 О |
Cu(OH)2t=CuO+H2O |
|
|
в) кислородсъдържащи киселини ннА=КИСЕЛИНЕН ОКСИД + з 2 О |
H2SO3 =H2O+SO2 |
Физични свойства на оксидите
При стайна температура повечето оксиди са твърди вещества (CaO, Fe 2 O 3 и т.н.), някои са течности (H 2 O, Cl 2 O 7 и т.н.) и газове (NO, SO 2 и т.н.).
Химични свойства на оксидите
|
ХИМИЧНИ СВОЙСТВА НА ОСНОВНИТЕ ОКСИДИ 1. Основен оксид + Киселинен оксид = Сол (р. съединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Основен оксид + киселина = сол + H 2 O (обменен разтвор) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основен оксид + Вода = Алкал (съединение) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH |
|
ХИМИЧНИ СВОЙСТВА НА КИСЕЛНИТЕ ОКСИДИ 1. Киселинен оксид + вода = киселина (р. съединения) CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – не реагира 2. Киселинен оксид + основа = сол + H 2 O (обменен курс) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основен оксид + Киселинен оксид = Сол (р. съединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. По-малко летливите изместват по-летливите от техните соли CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 |
|
ХИМИЧНИ СВОЙСТВА НА АМФОТЕРНИТЕ ОКСИДИ Те взаимодействат както с киселини, така и с основи. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (в разтвор) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (когато е слят) |
Приложение на оксиди
Някои оксиди са неразтворими във вода, но много от тях реагират с вода, за да образуват съединения:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
CaO + з 2 О = ок( ОХ) 2
Резултатът често е много необходими и полезни съединения. Например H 2 SO 4 – сярна киселина, Ca(OH) 2 – гасена вар и др.
Ако оксидите са неразтворими във вода, тогава хората умело използват това свойство. Например цинковият оксид ZnO е вещество бяло, следователно се използва за приготвяне на бяло маслена боя(цинково бяло). Тъй като ZnO е практически неразтворим във вода, всяка повърхност може да бъде боядисана с цинково бяло, включително тези, които са изложени на валежи. Неразтворимостта и нетоксичността позволяват този оксид да се използва в производството на козметични кремове и пудри. Фармацевтите го правят на стягащ и изсушаващ прах за външна употреба.
Титановият (IV) оксид – TiO 2 – има същите ценни свойства. Освен това има красив бял цвят и се използва за превръщането на титана в бяло. TiO 2 е неразтворим не само във вода, но и в киселини, така че покритията, направени от този оксид, са особено стабилни. Този оксид се добавя към пластмасата, за да й придаде бял цвят. Влиза в състава на емайллакове за метални и керамични съдове.
Хром (III) оксид - Cr 2 O 3 - много здрави тъмнозелени кристали, неразтворими във вода. Cr 2 O 3 се използва като пигмент (боя) при производството на декоративно зелено стъкло и керамика. Добре познатата паста GOI (съкращение от името „Държавен оптичен институт“) се използва за шлайфане и полиране на оптика, метал продукти, в бижутерията.
Поради неразтворимостта и силата на хромовия (III) оксид той се използва и в печатарски мастила (например за оцветяване на банкноти). По принцип оксидите на много метали се използват като пигменти за голямо разнообразие от бои, въпреки че това далеч не е единственото им приложение.
Задачи за затвърдяване
1. Напишете отделно химичните формули на солеобразуващите киселинни и основни оксиди.
NaOH, AlCl3, K2O, H2SO4, SO3, P2O5, HNO3, CaO, CO.
2. Дадени вещества : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Изберете от списъка: основни оксиди, киселинни оксиди, индиферентни оксиди, амфотерни оксиди и им дайте имена.
3. Попълнете CSR, посочете вида на реакцията, назовете продуктите на реакцията
Na 2 O + H 2 O =
N 2 O 5 + H 2 O =
CaO + HNO3 =
NaOH + P2O5 =
K 2 O + CO 2 =
Cu(OH) 2 =? + ?
4. Извършете трансформации по схемата:
1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4
2) S→SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3
3) P→P 2 O 5 → H 3 PO 4 → K 3 PO 4
Оксидите (оксидите) се наричат химични съединения, състоящ се от два елемента, единият от които е .
Несолообразуващите се наричат така, защото когато химична реакцияТе не образуват соли с други вещества. Те включват H 2 O, въглероден оксид CO, азотен оксид NO. Сред солеобразуващите оксиди се разграничават основни, киселинни и амфотерни оксиди (Таблица 2).
Основенсе наричат, които съответстват на принадлежащите към класа бази. Основните реагират с киселини, за да образуват сол и вода.
Основните оксиди са метални оксиди. Те се характеризират с йонен тип химична връзка. За метали, които образуват основни оксиди, стойността не е по-висока от 3. Типични примериосновните оксиди са калциев оксид CaO, бариев оксид BaO, меден оксид CuO, железен оксид Fe 2 O 8 и др.
Имената на основните оксиди са относително прости. Ако метал, който е част от основен оксид, има константа , неговият оксид се нарича оксид, например натриев оксид Na 2 O, калиев оксид K 2 O, магнезиев оксид MgO и др. Ако металът има променлива, оксидът, в който проявява най-висока валентност, се нарича оксид, а оксидът, в който проявява, най-ниската валентност се нарича оксид, наречен азотен оксид, например Fe 2 O 3 - железен оксид, FeO - железен оксид, CuO - меден оксид, Cu 2 O - меден оксид.
Запишете определението на оксидите в тетрадката си.
Оксидите се наричат киселинни; те съответстват на киселини и реагират с основи, за да образуват сол и вода.
Киселинни оксиди- Това са предимно оксиди на неметалите. Техните молекули са изградени според ковалентния тип връзка. Валентността на неметалите в оксидите обикновено е равна на 3 или по-висока. Типични примери за киселинни оксиди са серен диоксид SO2, въглероден диоксид CO2, серен анхидрид SO3.
Името на киселинен оксид често се основава на броя на кислородните атоми в неговата молекула, например CO 2 - въглероден диоксид, SO 3 - серен триоксид и т.н. Името "анхидрид" (без вода) се използва не по-рядко по отношение на киселинни оксиди, например CO 2 - въглероден анхидрид, SO 3 - серен анхидрид, P 2 O 5 - фосфорен анхидрид и др. Ще намерите обяснение за тези имена, когато изучавате свойствата на оксидите.
от модерна системаимена, всички оксиди се наричат с една дума „оксид“ и ако даден елемент може да има различни значениявалентност, те са обозначени с римски цифри една до друга в скоби. Например, Fe 2 O 3 е железен (III) оксид, SO 3 е (VI).
С помощта на периодичната таблица е удобно да се определи естеството на висшия оксид на даден елемент. Безопасно е да се каже например, че висшите оксиди на елементите от основните подгрупи на групи I и II са типични основни оксиди, тъй като тези елементи са типични. Висшите оксиди на елементи от основните подгрупи V, VI, VII на групите са типични киселинни оксиди, тъй като елементите, които ги образуват, са неметални:
Често се случва тези, разположени в група IV-VII, да образуват висши оксиди с кисела природа, например, те образуват висши оксиди Mn 2 O 7 и CrO 3, които са киселинни и се наричат съответно манганов и хромен анхидрид.
■ 46. Посочете сред изброените по-долу вещества тези, които са оксиди: CaO; FeCO3; NaNO3; SiO2; CO 2; Ba(OH)2; R205; H2CO3; PbO; HNO3; FeO; SO 3; MgCO3; MnO; CuO; Na20; V2O6; Ti02. Към коя група оксиди принадлежат? Наименувайте дадените оксиди според съвременната система. ()
Химични свойства на оксидите
Въпреки факта, че молекулите на много оксиди са изградени според йонния тип, те не са електролити, тъй като не се разтварят във вода в смисъла, в който разбираме разтварянето. Някои от тях могат да взаимодействат само с вода, образувайки разтворими продукти. Но тогава не се дисоциират оксидите, а продуктите от тяхното взаимодействие с водата. По този начин оксидите не претърпяват електролитна дисоциация. Но при топене те могат да претърпят термична дисоциация - разлагане на йони в стопилката.
Най-удобно е първо да разгледаме свойствата на основните и киселинните оксиди.
Всички основни оксиди са твърди, без мирис и могат да имат различни цветове: магнезиевият оксид е бял, железният оксид е ръждиво-кафяв, медният оксид е черен.
от физически свойствасред киселинните оксиди има твърди (силициев диоксид SiO 2, фосфорен анхидрид P 2 O 5, серен анхидрид SO 3), газообразни (серен диоксид SO 2, въглероден диоксид CO 2). Понякога анхидридите имат цвят и мирис.
от химични свойстваОсновните и киселинните оксиди са много различни един от друг. Разглеждайки ги, винаги ще правим паралел между основни и киселинни оксиди.
|
Основни оксиди |
Киселинни оксиди |
|
1. Основните и киселинните оксиди могат да реагират с вода |
|
|
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 CaO + H 2 O = Ca 2+ + 2OH - В този случай основните оксиди образуват алкали (основи). Това свойство обяснява формулирането на определението, че основите съответстват на основни оксиди. Не всички основни оксиди реагират директно с водата, а само оксидите на най-активните метали (натрий, калий, калций, барий и др.). |
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 SO 3 + H2O = 2H + + SO 2 4 - Киселинните оксиди реагират с вода, за да образуват киселини. Това свойство обяснява името "анхидрид" (киселина, лишена от вода). В допълнение, това свойство обяснява формулирането на определението, че киселините съответстват на киселинни оксиди. Но не всички киселинни оксиди могат да реагират директно с вода. Силициевият диоксид SiO 2 и някои други не реагират с вода. |
|
2. Основните оксиди взаимодействат с киселини, образуване на сол и вода: CuO + H2SO 4 = CuSO 4 + H 2 O CuO + 2H + SO 2 4 - =Cu 2+ + SO 2 4 - + H 2 O Съкратено CuO +2H + = Cu 2+ + H 2 O |
|
|
3. Основните и киселинните оксиди могат: CaO + SiO 2 = CaSiO 3 по време на топене |
|
|
Получаване на оксиди |
|
|
1. Окисляване на неметали с кислород S + O2 = SO 2 |
|
|
2. Разлагане на бази: Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O |
2. Разлагане на киселини: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2 |
|
3. Разлагане на някои соли (в този случай се образува един основен оксид, а другият е киселинен): CaCO 3 = CaO + CO 2 |
|
Амфотерните оксиди са онези оксиди, които имат двойни свойства и се държат като основни при едни условия и като киселинни при други. Амфотерните оксиди включват оксиди Al 2 O 3, ZnO и много други.
Нека разгледаме свойствата на амфотерните оксиди, използвайки примера на цинков оксид ZnO. Амфотерните оксиди обикновено съответстват на слаби, които практически не се дисоциират, следователно амфотерните оксиди не взаимодействат с вода. Въпреки това, поради тяхната двойна природа, те могат да реагират както с киселини, така и с основи:
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O
ZnO + 2H + + SO 2 4 - = Zn 2+ + SO 2 4 - + H2O
ZnO + 2H + = Zn 2+ + H 2 O
В тази реакция цинковият оксид се държи като основен
оксид.
Ако цинков оксид попадне в алкална среда, тогава той се държи като киселинен оксид, който съответства на киселината H 2 ZnO 2 (формулата е лесна за намиране, ако мислено добавите вода H 2 O към формулата на цинковия оксид). Следователно уравнението за реакцията на цинков оксид с алкали е написано, както следва:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
натриев цинкат (разтворима сол)
ZnO + 2Na + + 2OH - = 2Na + + ZnO 2 2 - + H 2 O
Съкратено:
ZnO + 2OH - = ZnO 2 2 - + H 2 O
■ 47. Какво количество въглероден диоксид ще се получи при изгаряне на 6 g въглища? Ако сте забравили как да решавате задачи с химични уравнения, вижте Приложение 1 и след това решете тази задача. ()
48. Колко грама молекули меден оксид са необходими, за да реагират с 49 g сярна киселина? (Можете да разберете какво е грам молекула и как да използвате тази концепция в изчисленията, като прочетете Приложение 1 на страница 374).
49. Колко сярна киселина може да се получи чрез взаимодействие на 4 грама молекули серен анхидрид с вода?
50. Какъв обем кислород се изразходва за изгаряне на 8 g сяра? (Задачата се решава с помощта на понятието „обем на грам-молекула газ.“).
51. Как се правят трансформации:
Напишете уравненията на реакцията в молекулна и обща йонна форма.
52. Какви оксиди се получават при разлагането на следните хидроксиди: CuONH. Fe(OH)3, H2SiO3, Al(OH)3, H2SO3? Обяснете с уравнения на реакцията.
53. С кое от следните вещества ще реагира бариевият оксид: а), б), в) калиев оксид; г) меден оксид, д) калциев хидроксид; е) фосфорна киселина; g) серен диоксид? Напишете формулите на всички изброени вещества. Където е възможно, напишете уравненията на реакцията в молекулярна, пълна йонна и намалена йонна форма.
54. Предложете метод за получаване на меден оксид CuO на базата на меден сулфат, вода и метален натрий. ()
Определяне на естеството на свойствата на висшите оксиди с помощта на периодичната таблица
елементи на Д. И. Менделеев
Знаейки, че най-типичните метали се намират в началото на периода, можем да прогнозираме, че висшите оксиди на елементите от основните подгрупи на групи I и II трябва да имат основни свойства. Някои изключения са представени от , чийто оксид е амфотерен по природа. В края на периода има неметали, чиито висши оксиди трябва да имат киселинни свойства. В зависимост от позицията на елементите в периодичната таблица, съответните елементи могат също да бъдат основни, киселинни или амфотерни по природа. Въз основа на това можем да направим обосновани предположения за състава и свойствата на оксидите и хидроксидите на определени елементи.
■ 55. Напишете формулите на висшите оксиди на стронций и индий. Могат ли да реагират със сярна киселина и натриев хидроксид? Напишете уравненията на реакцията. ()
56. Напишете формулите на рубидиеви, бариеви, лантанови хидроксиди.
57. Как протичат реакциите между рубидиев хидроксид и азотна киселина, между бариев хидроксид и солна киселина? Напишете уравненията на реакцията.
58. Знаейки, че формулата на най-високия селенов оксид е SeO 3, напишете уравненията за реакциите на селенов анхидрид с калциев хидроксид и натриев оксид.
59. Напишете уравненията за реакциите на селеновата киселина с рубидиев хидроксид, калиев оксид, бариев хидроксид, калциев оксид.
60. Използвайки периодичната таблица на елементите, намерете формулите на телуровата киселина (№ 52), перхлорната киселина (№ 17), германовата киселина (№ 32), хромната киселина (№ 24).
61. Напишете уравнението за реакцията между рубидиев хидроксид и антимонова киселина (№ 37, № 51). ()
В допълнение към оксидите и хидроксидите, много елементи могат да образуват съединения с водород под често срещано имехидриди. Специфичните свойства на хидридите зависят от относителната електроотрицателност на водорода и елемента, с който той се свързва.
Водородните съединения с типичните метали, като (NaH), (KH), (CaH 2) и др., се образуват според вида на йонната връзка и това е отрицателен йон, а металът е положителен. Металните хидриди са твърди, наподобяват соли и имат йонна кристална решетка.
Водородните съединения с неметалите имат повече или по-малко полярни молекули, например HCl, H 2 O, NH 3 и др., И са газообразни вещества.
Когато се образуват ковалентни връзки на елементи с водород, числото електронни двойкиравен на броя на липсващите електрони за завършване на външния електронен слой на тези елементи (октет). Това число не надвишава 4, следователно летливите водородни съединения могат да се образуват само от елементи от основните подгрупи на групи IV-VII, които имат изразена електроотрицателност в сравнение с водорода. Валентността на даден елемент в летливо водородно съединение може да се изчисли, като от числото 8 се извади номерът на групата, в която се намира елементът.
Елементите от вторичните подгрупи IV-VII групи не образуват летливи хидриди, тъй като това са елементи, принадлежащи към д-семейство с 1 - 2 електрона на външния слой, което показва слаба електроотрицателност.
■ 62. Определете валентността в летливите водородни съединения на елементите силиций, фосфор, кислород, сяра, бром, арсен, хлор. ()
63. Напишете формулите на летливи водородни съединения на арсен (№ 33), бром (№ 35), въглерод (№ 6), селен (№ 34).
64. Ще образуват ли летливи съединения с водорода следните елементи: а) (№ 41); б) (№ 83); в) йод (№ 53); г) (№ 56); д) (№ 81); е) (№ 32); ж) (№ 8); (№ 43); i) (№ 21); j) (№ N); л) (№ 51)? ()
Ако е така, напишете съответните формули.
Същият принцип е в основата на съставянето на формули за бинарни съединения, т.е. съединения, състоящи се от два елемента, използвайки периодичната система от елементи. В този случай елементът с най-малко метални свойства, т.е. по-електроотрицателен, ще проявява същата валентност, както в летливите водородни съединения, а елементът с по-малко електроотрицателност ще проявява същата валентност, както във висшия оксид. Когато записвате формулата за бинарно съединение, символът на по-малко електроотрицателния елемент се поставя на първо място, а символът на по-отрицателния елемент се поставя на второ място. Така че, когато пишем, например, формулата на литиев сулфид, ние определяме, че тъй като металът показва по-ниска електроотрицателност, неговата валентност е същата като в оксида, т.е. 1, равна на номера на групата. проявява по-голяма електроотрицателност и следователно неговата валентност е 8-6 = 2 (номерът на групата се изважда от 8). Оттук и формулата Li 2 S.
■ 65. Въз основа на позицията на елементите в периодичната таблица напишете формулите на следните съединения:
а) калаен хлорид (№ 50, № 17);
б) индиев бромид (№ 49, № 35);
в) кадмиев йод (№ 48, йод № 53);
г) азотен или литиев нитрид (№ 3, № 7);
д) стронциев флуорид (№ 38, № 9);
е) сулфид или кадмиев сулфид (№ 48, № 16).
ж) алуминиев бромид (№ 13, № 35). ()
Използвайки периодичната таблица на елементите, можете да напишете формулите на солите на кислородните киселини и да съставите химични уравнения. Например, за да напишете формулата на бариев хромат, трябва да намерите формулата на висшия хромен оксид CrO 3, след това да намерите хромната киселина H 2 CrO 4, след това да намерите валентността на бария (тя е равна на 2 - според номер на група) и съставете формулата BaCrO 4.
■ 66. Напишете формулите на калциев перманганат и рубидиева арсенова киселина.
67. Напишете следните уравнения на реакцията:
а) цезиев хидроксид + перхлорна киселина;
б) талиев хидроксид + фосфорна киселина;
в) стронциев хидроксид + ;
г) рубидиев оксид + серен анхидрид;
д) бариев оксид + въглероден анхидрид;
д) стронциев оксид + серен анхидрид;
g) цезиев оксид + силициев анхидрид;
з) литиев оксид + фосфорна киселина;
i) берилиев оксид + арсенова киселина;
й) рубидиев оксид + хромна киселина;
л) натриев оксид + периодна киселина;
л) стронциев хидроксид + алуминиев сулфат;
м) рубидиев хидроксид + галиев хлорид;
о) стронциев хидроксид + арсенов анхидрид;
n) бариев хидроксид + селенов анхидрид. ()
Значението на периодичния закони периодичната система от елементи на Д. И. Менделеев в развитието на химията
Периодичната таблица е система от елементи и цялата жива и нежива природа се състои от елементи. Следователно това не е само основното химически закон, но и основен закон на природата, който има философско значение.
Откриването на периодичния закон оказа огромно влияние върху развитието на химията и не е загубило своето значение и до днес. Използвайки периодичната система от елементи, Д. И. Менделеев успя да провери и коригира атомните тегла на редица елементи, например осмий, иридий, платина, злато и др. Въз основа на периодичната система Д. И. Менделеев за първи път в историята на химията, успешно предсказа откриването на нови елементи.
През 60-те години на миналия век някои елементи, като (No 21), (No 31), (No 32) и др., все още не са били известни. Въпреки това Д. И. Менделеев остави свободни места за тях в периодичната таблица, тъй като беше убеден, че тези елементи ще бъдат открити, и предсказа свойствата им с изключителна точност. Например, свойствата на елемента, чието съществуване Д. И. Менделеев предсказал през 1871 г. и който той нарекъл ека-силиций, съвпадат със свойствата на германия, открит през 1885 г. от Винклер.
Понастоящем, знаейки за структурата на атомите и молекулите, можем да характеризираме по-подробно свойствата на елементите въз основа на тяхното положение в периодичната таблица съгласно следния план.
1. Позицията на елемента в таблицата на Д.И.Менделеев. 2. Зарядът на атомното ядро и общият брой електрони.
3. Брой енергийни ниваи разпределението на електроните върху тях.
4. Електронна конфигурацияатом. 5. Характер на свойствата (метални, неметални и др.).
6. По-висока валентност в оксида. Формулата на оксида, естеството на неговите свойства, реакционни уравнения, потвърждаващи предполагаемите свойства на оксида.
7. Хидроксид. Свойства на висшия хидроксид. Реакционни уравнения, потвърждаващи очаквания характер на свойствата на хидроксида.
8. Възможност за образуване на летлив хидрид. Хидридна формула. Валентност на елемента в хидрида.
9. Възможност за образуване на хлорид. Хлоридна формула. Видът на химичната връзка между елемента и хлора.
Менделеев предсказва 11 елемента и всички те са открити: през 1875 г. от П. Лекок дьо Боабодран, през 1879 г. от Л. Нилсон и П. Клеве -, през 1898 г. от Мария Склодовска-Кюри и Пиер - (№ 84 ) и ( № 88), през 1899 г. от А. Дебиерн - (№ 89, предсказан екалантан). През 1917 г. О. Хан и Л. Майтнер (Германия) откриват (№ 91), през 1925 г. В. Нодак, И. Нодак и О. Берг - (№ 75), през 1937 г. К. Перие и Е. Сегре (Италия). ) -технеций (№ 43), през 1939 г. М. Перей (Франция) - (№ 87), а през 1940 г. Д. Корсон, К. Маккензи и Е. Сегре (САЩ) - (№ 85).
Някои от тези елементи са открити по време на живота на Д. И. Менделеев. В същото време, използвайки периодичната система, Д. И. Менделеев провери атомните тегла на много вече известни елементи и направи корекции в тях. Експерименталната проверка на тези поправки потвърди правилността на Д. И. Менделеев. Периодичната система е логично завършена с откриването през 1894 г. от Рамзи на инертни газове, които не са били в периодичната система до тази година.
Откриването на периодичния закон насочва учените към търсене на причините за периодичността. Допринесе за разкриване на същността серийни номерагрупи и периоди, т.е вътрешна структураатом, считан за неделим. обясни много, но в същото време постави учените пред редица проблеми, чието решение доведе до изследването вътрешна структураатом, обяснявайки разликите в поведението на елементите при химични реакции. Откриването на периодичния закон създава предпоставки за изкуствено производство на елементи.
Периодичната таблица, чиято стогодишнина отбелязахме през 1969 г., все още е обект на изследване.
Идеите на Д. И. Менделеев поставиха началото на нов период в развитието на химията.
Биография на Д. И. Менделеев
Д. И. Менделеев е роден на 8 февруари 1834 г. в Тоболск, където баща му е бил директор на гимназията. В Тоболската гимназия, където постъпва през 1841 г., Д. И. Менделеев проявява голям интерес към естествените науки. През 1849 г. постъпва в Научно-математическия факултет на Петербургския педагогически институт. След смъртта на родителите и сестра си Д. И. Менделеев остава сам. Въпреки това той продължава образованието си с голяма упоритост. В института професорът по химия А. А. Воскресенски имаше огромно влияние върху него. Наред с химията Д. И. Менделеев се интересуваше от механика, минералогия и ботаника.
През 1855 г. Д. И. Менделеев завършва института със златен медал и е изпратен като учител по естествени науки в Симферопол, тъй като интензивното обучение в института подкопава здравето му и лекарите му препоръчват да замине на юг. След това се премества в Одеса. Тук, като учител в първата гимназия в Одеса, той работи върху „хидратната“ теория на разтворите и върху магистърска теза„На конкретни томове.“ През 1856 г. Д. И. Менделеев издържа блестящо магистърските си изпити и защити дисертацията си. Оригиналността и смелостта на мисълта в тази работа предизвикаха възхитени реакции в пресата и голям интерес в научния свят.
Скоро 23-годишният Д. И. Менделеев става доцент и получава правото да
чете лекции в Петербургския университет. В изключително зле оборудвана университетска лаборатория той продължава своите изследвания, но работата в такива условия не може да удовлетвори учения и за да я продължи по-успешно, той е принуден да замине за Германия. След като закупи необходимите реактиви, стъклария и инструменти, той създаде лаборатория за своя сметка и започна да изучава природата на газовете, въпросите за превръщането им в течно състояние и междумолекулното сцепление на течности. Д. И. Менделеев пръв говори за критичните температури на газовете и експериментално определя много от тях, като по този начин доказва, че при определена температура всички газове могат да се превърнат в течности.
В Германия Д. И. Менделеев се сближава с много забележителни руски учени, които също са принудени да работят в чужбина. Сред тях са Н. Н. Бекетов, А. П. Бородин, И. М. Сеченов и др. През 1860 г. Д. И. Менделеев участва в I международен конгресхимици в Карлсруе.
През 1861 г. той се завръща в Санкт Петербург и започва да преподава курса органична химияв университета. Тук за първи път създава учебник по органична химия, отразяващ най-новите постижения на тази наука. В този учебник Д. И. Менделеев разглежда всички процеси от чисто материалистична гледна точка, критикувайки „виталистите“, привържениците на т.нар. жизненост, благодарение на които, както са вярвали, съществува и се формира животът органична материя.
DI. Менделеев пръв обръща внимание на изомерията - явление, при което органичните вещества с еднакъв състав имат различни свойства. Скоро това явление беше обяснено от А.М.Бутлеров.
След като защитава докторската си дисертация през 1864 г. на тема „За съединението на алкохол с вода“, Д. И. Менделеев през 1865 г. става професор в Петербургския технологичен институт и университет.
През 1867 г. той получава покана за Франция да организира руския павилион на Световното индустриално изложение. Той очерта впечатленията си от пътуването в работата си „За съвременно развитиенякои химическо производствоприложено към Русия по отношение на Световното изложение от 1867 г.
В тази работа авторът изрази много ценни мисли, по-специално той засегна въпроса за лошото използване на природните ресурси в Русия, главно петрола, и необходимостта от изграждане на химически заводи, които местно произвеждат суровините, които Русия внася от чужбина.
С изследванията си в областта на теорията на хидратацията на разтворите Д. И. Менделеев, следвайки Ломоносов, постави началото на нова област на науката - физическата химия.
През 1867 г. Д. И. Менделеев е избран за ръководител на катедрата неорганична химияв университета в Санкт Петербург, който ръководи в продължение на 28 години. Лекциите му бяха изключително популярни сред студентите от всички факултети и курсове. В същото време Д. И. Менделеев извършва голяма обществена работа, насочена към укрепване и развитие на руската наука. По негова инициатива през 1868 г. е основано Руското физико-химическо общество, на което Д.И. Това беше известната, на базата на която Д.И.Менделеев написа своя известна творба"Основи на химията".
Периодичният закон и периодичната система от елементи позволиха на Д. И. Менделеев да предскаже откриването на нови елементи и да опише техните свойства с голяма точност. Тези елементи бяха открити по време на живота на Д. И. Менделеев и донесоха голяма слава на периодичния закон и неговия откривател.
Но славата на Д. И. Менделеев и неговите прогресивни идеи направиха съвсем различно впечатление на реакционните кръгове на Петербургската академия на науките. Въпреки огромните си заслуги към науката, Д. И. Менделеев не е избран в Академията. Това отношение към великия учен предизвика буря от протести в цялата страна. Руското физико-химическо общество избра Д.И.Менделеев за почетен член. През 1890 г. Д. И. Менделеев трябваше да напусне работата си в университета. Въпреки това неговата научна и практическа дейност не се разпадна. Той непрекъснато се занимаваше с въпроси на икономическото развитие на страната, участваше в изготвянето на митническите тарифи, работеше в Камарата на мерките и теглилките. Но във всичките си начинания той неизменно среща съпротива от страна на царското правителство. Д. И. Менделеев умира през 1907 г. В негово лице светът губи брилянтен, многостранен учен, който излага редица идеи, които са предназначени да бъдат реализирани едва в наше време. .
Д. И. Менделеев беше пламенен защитник на развитието на местната индустрия. Особено голямо вниманиетой се посвети на развитието нефтена индустрия. Още тогава той говори за изграждането на нефтопроводи и химическата преработка на нефт. Но собствениците на петрол предпочитаха да експлоатират петролните полета хищнически.
За първи път Д. И. Менделеев изложи идеята за подземна газификация на въглища, която беше разработена едва в наше време, което беше високо оценено през 1913 г. В. И. Ленин, Д. И. Менделеев посвети редица свои трудове на необходимостта от създаване на химическа промишленост в Русия, но нейното развитие стана възможно едва в съветско време: Д. И. Менделеев разработи нови методи за проучване на железни руди, методи за извличане на въглища от дълбоки пластове , предложи проект за развитие на Севера, интересуваше се от проблемите на аеронавтиката и изследването горни слоевеатмосфера. Д. И. Менделеев предложи метод за производство на бездимен барут, който царското правителство пренебрегна, но беше използван от американското военно ведомство.
Проверка на изпълнението на задачите и отговорите на въпросите за гл. I 1. 16; 61; 14; 42. 2. Разлика в атомното тегло...
1. Материята и нейното движение 2. Веществата и техните изменения. Предмет и метод на химията 3. Значението на химията. Химията в национална икономика 4. Раждането на химията...
Несолеобразуващи (индиферентни, индиферентни) оксиди CO, SiO, N 2 0, NO.
Солеобразуващи оксиди:
Основен. Оксиди, чиито хидрати са основи. Метални оксиди със степени на окисление +1 и +2 (по-рядко +3). Примери: Na 2 O - натриев оксид, CaO - калциев оксид, CuO - меден (II) оксид, CoO - кобалтов (II) оксид, Bi 2 O 3 - бисмутов (III) оксид, Mn 2 O 3 - манган (III) оксид).
Амфотерни. Оксиди, чиито хидрати са амфотерни хидроксиди. Метални оксиди със степен на окисление +3 и +4 (по-рядко +2). Примери: Al 2 O 3 - алуминиев оксид, Cr 2 O 3 - хром (III) оксид, SnO 2 - калаен (IV) оксид, MnO 2 - манганов (IV) оксид, ZnO - цинков оксид, BeO - берилиев оксид.
киселинен. Оксиди, чиито хидрати са киселини, съдържащи кислород. Неметални оксиди. Примери: P 2 O 3 - фосфорен оксид (III), CO 2 - въглероден оксид (IV), N 2 O 5 - азотен оксид (V), SO 3 - серен оксид (VI), Cl 2 O 7 - хлорен оксид ( VII). Метални оксиди със степен на окисление +5, +6 и +7. Примери: Sb 2 O 5 - антимонов (V) оксид. CrOz - хром (VI) оксид, MnOz - манганов (VI) оксид, Mn 2 O 7 - манганов (VII) оксид.
Промяна в природата на оксидите с увеличаване на степента на окисление на метала
Физични свойства
Оксидите са твърди, течни и газообразни, с различни цветове. Например: медният (II) оксид CuO е черен, калциевият оксид CaO е бял - твърди вещества. Серният оксид (VI) SO 3 е безцветна летлива течност, а въглеродният оксид (IV) CO 2 е безцветен газ при обикновени условия.
Агрегатно състояние
CaO, CuO, Li 2 O и други основни оксиди; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 и други амфотерни оксиди; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 и други киселинни оксиди.
SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7 и др.
Газообразен:
CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2 и др.
Разтворимост във вода
Разтворим:
а) основни оксиди на алкални и алкалоземни метали;
б) почти всички киселинни оксиди (изключение: SiO 2).
Неразтворим:
а) всички други основни оксиди;
б) всички амфотерни оксиди
Химични свойства
1. Киселинно-алкални свойства
Общите свойства на основните, киселинните и амфотерните оксиди са киселинно-алкални взаимодействия, които са илюстрирани със следната диаграма:
(само за оксиди на алкални и алкалоземни метали) (с изключение на SiO 2).
Амфотерните оксиди, притежаващи свойствата както на основни, така и на киселинни оксиди, взаимодействат със силни киселини и основи:
2. Редокс свойства
Ако даден елемент има променлива степен на окисление (s.o.), тогава неговите оксиди с ниско s. О. могат да проявяват редуциращи свойства и оксиди с висока c. О. - окислителен.
Примери за реакции, при които оксидите действат като редуциращи агенти:
Окисляване на оксиди с ниско c. О. до оксиди с високо c. О. елементи.
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3
2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2
Въглеродният (II) оксид редуцира металите от техните оксиди и водорода от водата.
C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2
C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C + 4 O 2
Примери за реакции, при които оксидите действат като окислители:
Редукция на оксиди с високо о. елементи до оксиди с ниско c. О. или към прости вещества.
C +4 O 2 + C = 2C +2 O
2S +6 O 3 + H 2 S = 4S +4 O 2 + H 2 O
C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO
Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3
Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O
Използването на оксиди на нискоактивни метали за окисляване на органични вещества.
Някои оксиди, в които елементът има междинен c. о., способен на диспропорционалност;
Например:
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
Методи за получаване
1. Взаимодействие на прости вещества - метали и неметали - с кислород:
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Cu + O 2 = 2CuO;
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2. Дехидратация на неразтворими основи, амфотерни хидроксиди и някои киселини:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O
3. Разлагане на някои соли:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
CaCO 3 = CaO + CO 2
(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
4. Окисляване на сложни вещества с кислород:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
5. Редукция на окислителни киселини с метали и неметали:
Cu + H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 (конц.) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
2HNO3 (разреден) + S = H2SO4 + 2NO
6. Взаимни превръщания на оксиди по време на редокс реакции (виж редокс свойства на оксидите).
