Chemické sloučeniny sestávající z kyslíku a jakéhokoli jiného prvku periodické tabulky se nazývají oxidy. Podle vlastností se dělí na zásadité, amfoterní a kyselé. Povaha oxidů může být stanovena teoreticky i prakticky.

Budete potřebovat

• - periodická tabulka;
• - skleněné zboží;
• - chemická činidla.

Instrukce

Musíte dobře rozumět tomu, jak se mění vlastnosti chemických prvků v závislosti na jejich umístění v tabulce D.I. Mendělejev. Takže opakujte periodický zákon, elektronická struktura atomů (na tom závisí oxidační stav prvků) a tak dále.

Bez jakékoli ruční práce můžete určit povahu oxidu pouze pomocí periodického systému. Ostatně je známo, že v obdobích, ve směru zleva doprava, se zásadité vlastnosti oxidů mění na amfoterní a poté na kyselé. Například v období III má oxid sodný (Na2O) zásadité vlastnosti, sloučenina hliníku s kyslíkem (Al2O3) je amfoterní povahy a oxid chloričitý (ClO2) je kyselý.

Mějte na paměti, že v hlavních podskupinách se alkalické vlastnosti oxidů zvyšují shora dolů a kyselost naopak slábne. Ve skupině I má tedy oxid cesný (CsO) silnější zásaditost než oxid lithný (LiO). Ve skupině V je oxid dusíku (III) kyselý a oxid bismutitý (Bi2O5) je již zásaditý.

Další způsob, jak určit povahu oxidů. Řekněme, že je zadán úkol experimentálně prokázat základní, amfoterní a kyselé vlastnosti oxidu vápenatého (CaO), 5-valentního oxidu fosforu (P2O5(V)) a oxidu zinečnatého (ZnO).

Nejprve vezměte dvě čisté zkumavky. Z lahviček pomocí chemické stěrky nalijte do jedné trochu CaO a do druhé P2O5. Poté do obou činidel nalijte 5-10 ml destilované vody. Míchejte skleněnou tyčinkou, dokud se prášek úplně nerozpustí. Ponořte kousky lakmusového papírku do obou zkumavek. Tam, kde se nachází oxid vápenatý, se indikátor stane modré barvy, což je důkazem základní povahy zkoumané sloučeniny. Ve zkumavce s oxidem fosforečným (V) papírek zčervená, proto je P2O5 kyselý oxid.

Protože oxid zinečnatý je nerozpustný ve vodě, reagujte s kyselinou a hydroxidem, abyste dokázali, že je amfoterní. V obou případech krystaly ZnO vstoupí do chemické reakce. Například:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4-> Zn3(PO4)2? + 3H20

Poznámka

Pamatujte, že povaha vlastností oxidu přímo závisí na mocenství prvku obsaženého v jeho složení.

Užitečná rada

Nezapomeňte, že existují i ​​tzv. indiferentní (nesolnotvorné) oxidy, které nereagují v normální podmínky ani s hydroxidy, ani s kyselinami. Patří sem oxidy nekovů s mocenstvím I a II, např. SiO, CO, NO, N2O atd., ale existují i ​​„kovové“: MnO2 a některé další.

Instrukce

Musíte dobře rozumět tomu, jak se mění vlastnosti chemických prvků v závislosti na jejich umístění v tabulce D.I. Mendělejev. Opakujte proto elektronovou strukturu atomů (na ní závisí oxidační stav prvků) a tak dále.

Bez jakékoli praktické práce můžete určit povahu oxidu pouze pomocí periodické tabulky. Ostatně je známo, že v obdobích, ve směru zleva doprava, se zásadité vlastnosti oxidů mění na amfoterní a poté na kyselé. Například v III. období má hlavní vlastnosti oxid sodný (Na2O), charakter má sloučenina hliníku s kyslíkem (Al2O3) a charakter má oxid chloričitý (ClO2).

Mějte na paměti, že v hlavních podskupinách se alkalické vlastnosti oxidů zvyšují shora dolů a kyselost naopak slábne. Ve skupině I má tedy oxid cesný (CsO) silnější zásaditost než oxid lithný (LiO). Ve skupině V je oxid dusíku (III) kyselý a oxid (Bi2O5) je již zásaditý.

Nejprve vezměte dvě čisté zkumavky. Z lahviček pomocí chemické stěrky nalijte do jedné trochu CaO a do druhé P2O5. Poté do obou činidel nalijte 5-10 ml destilované vody. Míchejte skleněnou tyčinkou, dokud se prášek úplně nerozpustí. Ponořte kousky lakmusového papírku do obou zkumavek. Tam indikátor zmodrá, což je důkazem základní povahy testované sloučeniny. Ve zkumavce s oxidem fosforečným (V) papírek zčervená, proto P2O5 – .

Protože oxid zinečnatý je nerozpustný ve vodě, reagujte s kyselinou a hydroxidem, abyste dokázali, že je amfoterní. V obou případech krystaly ZnO vstoupí do chemické reakce. Například:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4→ Zn3(PO4)2↓ + 3H2O

Poznámka

Pamatujte, že povaha vlastností oxidu přímo závisí na mocenství prvku obsaženého v jeho složení.

Užitečná rada

Nezapomeňte, že existují i ​​tzv. indiferentní (nesolnotvorné) oxidy, které za normálních podmínek nereagují ani s hydroxidy, ani s kyselinami. Patří sem oxidy nekovů s mocenstvím I a II, např. SiO, CO, NO, N2O atd., ale existují i ​​„kovové“: MnO2 a některé další.

Prameny:

• základní povaha oxidů

Kysličník vápník- Tohle je obyčejné nehašené vápno. Ale navzdory tak jednoduché povaze je tato látka velmi široce používána v ekonomických činnostech. Od stavebnictví, jako základ pro vápenocement, až po vaření, as přísady do jídla E-529, oxid vápník najde uplatnění. Jak v průmyslových, tak v domácích podmínkách můžete získat oxid vápník z uhličitanu vápník reakce tepelného rozkladu.

Budete potřebovat

• Uhličitan vápenatý ve formě vápence nebo křídy. Keramický kelímek pro žíhání. Propanový nebo acetylenový hořák.

Instrukce

Připravte kelímek pro žíhání uhličitanu. Namontujte jej pevně na ohnivzdorné stojany nebo speciální přípravky. Kelímek musí být pevně nainstalován a pokud možno zajištěn.

Rozdrťte uhličitan vápník. Pro lepší přenos tepla uvnitř musí být provedeno broušení. Není nutné brousit vápenec nebo křídu na prach. Stačí vyrobit hrubé, heterogenní mletí.

Naplňte žíhací kelímek mletým uhličitanem vápník. Kelímek nenaplňujte úplně, protože když se uvolňuje oxid uhličitý, může dojít k vymrštění části látky. Naplňte kelímek asi do třetiny nebo méně.

Začněte zahřívat kelímek. Dobře jej nainstalujte a zajistěte. Kelímek zahřívejte plynule z různých stran, aby nedošlo k jeho zničení v důsledku nerovnoměrné tepelné roztažnosti. Pokračujte v zahřívání kelímku na plynovém hořáku. Po nějaké době začne tepelný rozklad uhličitanu vápník.

Počkejte kompletní průchod tepelný rozklad. Během reakce se horní vrstvy látky v kelímku nemusí dobře zahřát. Lze je několikrát promíchat ocelovou špachtlí.

Video k tématu

Poznámka

Buďte opatrní při práci s plynovým hořákem a vyhřívaným kelímkem. Během reakce se kelímek zahřeje na teploty nad 1200 stupňů Celsia.

Užitečná rada

Místo toho, abyste se pokoušeli vyrobit velké množství oxidu vápenatého sami (například pro následnou výrobu vápenného cementu), je lepší koupit hotový výrobek ve specializovaných obchodní platformy.

Prameny:

• Napište reakční rovnice, které lze použít

Podle obecně uznávaných názorů jsou kyseliny komplexní látky sestávající z jednoho nebo více atomů vodíku, které mohou být nahrazeny atomy kovů a kyselými zbytky. Dělí se na bezkyslíkaté a s obsahem kyslíku, jednosytné a vícesytné, silné, slabé atd. Jak zjistit, zda má látka kyselé vlastnosti?

Budete potřebovat

• - indikátorový papírek nebo lakmusový roztok;
• - kyselina chlorovodíková (výhodně zředěná);
• - prášek uhličitanu sodného (popel sodný);
• - trochu dusičnanu stříbrného v roztoku;
• - baňky nebo kádinky s plochým dnem.

Instrukce

Prvním a nejjednodušším testem je test pomocí indikátorového lakmusového papírku nebo lakmusového roztoku. Pokud má papírový proužek nebo roztok růžový odstín, znamená to, že testovaná látka obsahuje vodíkové ionty, a to je nepochybné znamení kyseliny. Snadno pochopíte, že čím je barva intenzivnější (až červenovínová), tím je kyselejší.

Existuje mnoho dalších způsobů kontroly. Například máte za úkol určit, zda je čirá kapalina kyselina chlorovodíková. Jak to udělat? Znáte reakci na chloridové ionty. Detekuje se přidáním i nejmenších množství roztoku lapisu - AgNO3.

Nalijte část testovací kapaliny do samostatné nádoby a přidejte trochu roztoku lapisu. V tomto případě se okamžitě vytvoří „tvarohová“ bílá sraženina nerozpustného chloridu stříbrného. To znamená, že v molekule látky je určitě chloridový iont. Ale možná to nakonec není, ale roztok nějakého druhu soli obsahující chlór? Například chlorid sodný?

Pamatujte na další vlastnost kyselin. Silné kyseliny (a jednou z nich je samozřejmě kyselina chlorovodíková) z nich mohou vytěsnit slabé kyseliny. Do baňky nebo kádinky dejte trochu práškové sody - Na2CO3 - a pomalu přidávejte testovanou kapalinu. Pokud se okamžitě ozve syčení a prášek se doslova „uvaří“, nepochybně zbyde - je to kyselina chlorovodíková.

Proč? Protože tato reakce je: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3. Vzniká kyselina uhličitá, která je tak slabá, že se okamžitě rozloží na vodu a oxid uhličitý. Byly to jeho bubliny, které způsobily toto „vaření a syčení“.

Video k tématu

Poznámka

Kyselina chlorovodíková, i zředěná, je žíravina! Pamatujte na bezpečnostní opatření.

Užitečná rada

V žádném případě byste se neměli uchýlit k testům chuti (pokud váš jazyk chutná kysele, znamená to, že je tam kyselina). Přinejmenším to může být velmi nebezpečné! Mnohé kyseliny jsou totiž extrémně žíravé.

Prameny:

• jak se mění vlastnosti kyselin v roce 2019

Fosfor je chemický prvek s 15. pořadovým číslem v periodické tabulce. Nachází se ve své V skupině. Klasický nekov objevený alchymistou Brandem v roce 1669. Existují tři hlavní modifikace fosforu: červená (součást směsi pro osvětlení zápalek), bílá a černá. Ve velmi vysoké tlaky(asi 8,3 * 10^10 Pa) se černý fosfor transformuje do jiného alotropního stavu ("kovový fosfor") a začne vést proud. fosfor v různých látkách?

Instrukce

Pamatujte, titul. To je hodnota odpovídající náboji iontu v molekule za předpokladu, že elektronové páry, které provádějí vazbu, jsou posunuty směrem k elektronegativnějšímu prvku (umístěnému vpravo a výše v periodické tabulce).

Musíte také znát hlavní podmínku: částku elektrické náboje všech iontů, které tvoří molekulu, se s přihlédnutím ke koeficientům musí vždy rovnat nule.

Oxidační stav se ne vždy kvantitativně shoduje s mocenstvím. Nejlepší příklad– uhlík, který má v organických látkách vždy hodnotu 4 a oxidační stav se může rovnat -4 a 0 a +2 a +4.

Jaký je oxidační stav například molekuly fosfinu PH3? Když vezmeme v úvahu všechny okolnosti, na tuto otázku je velmi snadné odpovědět. Vzhledem k tomu, že vodík je úplně prvním prvkem v periodické tabulce, nemůže se zde podle definice nacházet „vpravo a výše“ než . Proto je to fosfor, který bude přitahovat vodíkové elektrony.

Každý atom vodíku, který ztratil elektron, se změní na kladně nabitý oxidační iont +1. Celkový kladný náboj je tedy +3. To znamená, že s přihlédnutím k pravidlu, že celkový náboj molekuly je nulový, je oxidační stav fosforu v molekule fosfinu -3.

Jaký je oxidační stav fosforu v oxidu P2O5? Vezměte si periodickou tabulku. Kyslík se nachází ve skupině VI, vpravo od fosforu, a také výše, proto je rozhodně elektronegativnější. To znamená, že oxidační stav kyslíku v této sloučenině bude mít znaménko mínus a fosfor bude mít znaménko plus. Jaké jsou tyto stupně, aby byla molekula jako celek neutrální? Snadno zjistíte, že nejmenší společný násobek čísel 2 a 5 je 10. Oxidační stav kyslíku je tedy -2 a fosforu +5.

Video k tématu

Dnes se začínáme seznamovat s nejdůležitějšími třídami anorganické sloučeniny. Anorganické látky se dělí podle složení, jak už víte, na jednoduché a složité.

KYSLIČNÍK	KYSELINA	ZÁKLADNA	SŮL
E x O y	NnA A – kyselý zbytek	já (OH)b OH – hydroxylová skupina	Já n A b

Složité anorganické látky se dělí do čtyř tříd: oxidy, kyseliny, zásady, soli. Začneme třídou oxidů.

OXIDY

Oxidy - jedná se o složité látky skládající se ze dvou chemických prvků, z nichž jeden je kyslík, s mocenstvím 2. Pouze jeden chemický prvek - fluor, při spojení s kyslíkem nevytváří oxid, ale fluorid kyslíku OF 2.
Nazývají se jednoduše „oxid + název prvku“ (viz tabulka). Pokud valence chemický prvek proměnná, pak označená římskou číslicí uzavřenou v závorkách za názvem chemického prvku.

Vzorec	název	Vzorec	název
	oxid uhelnatý	Fe203	oxid železitý
	oxid dusnatý (II)	CrO3	oxid chromitý
Al2O3	oxid hlinitý		oxid zinečnatý
N205	oxid dusnatý (V)	Mn207	oxid manganatý (VII).

Klasifikace oxidů

Všechny oxidy lze rozdělit do dvou skupin: solnotvorné (zásadité, kyselé, amfoterní) a nesolnotvorné neboli indiferentní.

Oxidy kovů Kožešina x O y			Oxidy nekovů neMe x O y
Základní	Kyselé	Amfoterní	Kyselé	Lhostejný
I, II Meh	V-VII Mě	ZnO, BeO, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3	> II neMe	I, II neMe CO, NO, N2O

1). Zásadité oxidy jsou oxidy, které odpovídají zásadám. Mezi hlavní oxidy patří oxidy kovy 1 a 2 skupiny, stejně kovy vedlejší podskupiny s valencí já A II (kromě ZnO - oxidu zinečnatého a BeO – oxid berylnatý):

2). Kyselé oxidy- Jedná se o oxidy, které odpovídají kyselinám. Mezi oxidy kyselin patří oxidy nekovů (kromě nesolnotvorných - lhostejných), stejně tak oxidy kovů vedlejší podskupiny s valenci od PROTI před VII (Například CrO 3 - oxid chromitý (VI), Mn 2 O 7 - oxid manganu (VII)):

3). Amfoterní oxidy- Jedná se o oxidy, které odpovídají zásadám a kyselinám. Tyto zahrnují oxidy kovů hlavní a vedlejší podskupiny s valencí III , Někdy IV a také zinek a berylium (např. BeO, ZnO, Al203, Cr203).

4). Nesolnotvorné oxidy– jedná se o oxidy indiferentní vůči kyselinám a zásadám. Tyto zahrnují oxidy nekovů s valencí já A II (Například N20, NO, CO).

Závěr: povaha vlastností oxidů závisí především na mocenství prvku.

Například oxidy chrómu:

CrO(II- hlavní);

Cr 2 O 3 (III- amfoterní);

CrO3(VII- kyselé).

Klasifikace oxidů

(podle rozpustnosti ve vodě)

Kyselé oxidy	Zásadité oxidy	Amfoterní oxidy
Rozpustný ve vodě. Výjimka – SiO 2 (nerozpustný ve vodě)	Ve vodě se rozpouštějí pouze oxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin (jsou to kovy I "A" a II "A" skupiny, výjimka Be, Mg)	Neinteragují s vodou. Nerozpustný ve vodě

Dokončete úkoly:

1. Vypište samostatně chemické vzorce kyselých a zásaditých oxidů tvořících soli.

NaOH, AlCl3, K20, H2S04, SO3, P205, HN03, CaO, CO.

2. Dané látky : 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

Zapište oxidy a klasifikujte je.

Získávání oxidů

Simulátor "Interakce kyslíku s jednoduchými látkami"

1. Spalování látek (Oxidace kyslíkem)	a) jednoduché látky Tréninkové přístroje	2Mg +02 = 2MgO
	b) komplexní látky	2H2S+302=2H20+2S02
2. Rozklad komplexních látek (použijte tabulku kyselin, viz přílohy)	a) soli SŮLt= ZÁKLADNÍ OXID+KYSELNÝ OXID	CaC03 = CaO + C02
	b) Nerozpustné zásady já (OH)bt= Já x O y+ H 2 Ó	Cu(OH)2t=CuO+H20
	c) kyseliny obsahující kyslík NnA=OXID KYSELINA + H 2 Ó	H2S03=H20+S02

Fyzikální vlastnosti oxidů

Při pokojové teplotě tvoří většinu oxidů pevné látky (CaO, Fe 2 O 3 atd.), některé jsou kapalné (H 2 O, Cl 2 O 7 atd.) a plyny (NO, SO 2 atd.).

Chemické vlastnosti oxidů

CHEMICKÉ VLASTNOSTI ZÁKLADNÍCH OXIDŮ 1. Oxid zásaditý + Oxid kyselý = Sůl (ř. sloučeniny) CaO + SO2 = CaS03 2. Oxid zásaditý + Kyselina = Sůl + H 2 O (výměnný roztok) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Zásaditý oxid + voda = alkálie (sloučenina) Na20 + H20 = 2 NaOH

CHEMICKÉ VLASTNOSTI OXIDŮ KYSELIN 1. Oxid kyseliny + Voda = Kyselina (ř. sloučeniny) C O 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – nereaguje 2. Oxid kyseliny + báze = sůl + H 2 O (směnný kurz) P205 + 6 KOH = 2 K3P04 + 3 H20 3. Oxid zásaditý + Oxid kyselý = Sůl (ř. sloučeniny) CaO + SO2 = CaS03 4. Méně těkavé vytlačují těkavější ze svých solí CaC03 + Si02 = CaSi03 + C02

CHEMICKÉ VLASTNOSTI AMFOTERNÍCH OXIDŮ Interagují s kyselinami i zásadami. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H20 ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (v roztoku) ZnO + 2 NaOH = Na2ZnO2 + H20 (při tavení)

Aplikace oxidů

Některé oxidy jsou nerozpustné ve vodě, ale mnohé reagují s vodou za vzniku sloučenin:

S03 + H20 = H2S04

CaO + H 2 Ó = Ca( ACH) 2

Výsledkem jsou často velmi potřebné a užitečné sloučeniny. Například H 2 SO 4 – kyselina sírová, Ca(OH) 2 – hašené vápno atp.

Pokud jsou oxidy nerozpustné ve vodě, pak lidé tuto jejich vlastnost obratně využívají. Látkou je například oxid zinečnatý ZnO bílý, proto se používá k přípravě bílé olejomalba(zinková bílá). Vzhledem k tomu, že ZnO je prakticky nerozpustný ve vodě, lze zinkovou bělobou natírat jakýkoli povrch, včetně těch, které jsou vystaveny srážení. Nerozpustnost a netoxicita umožňují použití tohoto oxidu při výrobě kosmetických krémů a pudrů. Lékárníci z něj dělají adstringentní a sušící prášek pro vnější použití.

Stejné cenné vlastnosti má i oxid titaničitý – TiO 2 . Má také krásnou bílou barvu a vyrábí se z něj titanová bílá. TiO 2 je nerozpustný nejen ve vodě, ale i v kyselinách, takže povlaky vyrobené z tohoto oxidu jsou obzvláště stabilní. Tento oxid se přidává do plastu, aby získal bílou barvu. Je součástí smaltů na kovové a keramické nádobí.

Oxid chromitý - Cr 2 O 3 - velmi silné tmavě zelené krystaly, nerozpustné ve vodě. Cr 2 O 3 se používá jako pigment (barva) při výrobě dekorativního zeleného skla a keramiky. Známá pasta GOI (zkratka názvu „Státní optický institut“) se používá k broušení a leštění optiky, kovů produkty, ve šperkařství.

Vzhledem k nerozpustnosti a pevnosti oxidu chromitého se používá i v tiskařských barvách (například pro barvení bankovek). Obecně se oxidy mnoha kovů používají jako pigmenty pro širokou škálu barev, i když to zdaleka není jejich jediná aplikace.

Úkoly ke konsolidaci

1. Vypište samostatně chemické vzorce kyselých a zásaditých oxidů tvořících soli.

NaOH, AlCl3, K20, H2S04, SO3, P205, HN03, CaO, CO.

2. Dané látky : 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

Vyberte ze seznamu: bazické oxidy, kyselé oxidy, indiferentní oxidy, amfoterní oxidy a pojmenujte je.

3. Vyplňte CSR, uveďte typ reakce, pojmenujte reakční produkty

Na20 + H20 =

N205 + H20 =

CaO + HNO3 =

NaOH + P205 =

K20 + C02=

Cu(OH)2 = ? + ?

4. Proveďte transformace podle schématu:

1) K → K20 → KOH → K2SO4

2) S->SO2->H2S03->Na2S03

3) P→P205→H3PO4→K3PO4

Oxidy (oxidy) se nazývají chemické sloučeniny, skládající se ze dvou prvků, z nichž jeden je .

Nesolnotvorné se tak nazývají proto, že kdy chemické reakce S jinými látkami netvoří soli. Patří sem H 2 O, oxid uhelnatý CO, oxid dusíku NO. Ze solitvorných oxidů se rozlišují zásadité, kyselé a amfoterní oxidy (tab. 2).
Hlavní se nazývají, které odpovídají těm, které patří do třídy bází. Zásadité reagují s kyselinami za vzniku soli a vody.
Zásadité oxidy jsou oxidy kovů. Vyznačují se iontovým typem chemické vazby. U kovů, které tvoří základní oxidy, není hodnota vyšší než 3. Typické příklady hlavními oxidy jsou oxid vápenatý CaO, oxid barnatý BaO, oxid měďnatý CuO, oxid železa Fe 2 O 8 atd.

Názvy hlavních oxidů jsou poměrně jednoduché. Pokud má kov, který je součástí základního oxidu, konstantu, nazývá se jeho oxid kysličník, např. oxid sodný Na 2 O, oxid draselný K 2 O, oxid hořečnatý MgO atd. Pokud má kov proměnnou, nazývá se oxid, ve kterém vykazuje nejvyšší mocenství, oxid a oxid, ve kterém se projevuje nejnižší mocenství se nazývá oxid.zvaný oxid dusný, například Fe 2 O 3 - oxid železa, FeO - oxid železnatý, CuO - oxid mědi, Cu 2 O - oxid mědi.

Zapište si definici oxidů do sešitu.

Oxidy se nazývají kyselé, odpovídají kyselinám a reagují se zásadami za vzniku soli a vody.

Kyselé oxidy- Jedná se především o oxidy nekovů. Jejich molekuly jsou sestaveny podle kovalentního typu vazby. Valence nekovů v oxidech je obvykle rovna 3 nebo vyšší. Typickými příklady kyselých oxidů jsou oxid siřičitý SO 2, oxid uhličitý CO 2, anhydrid kyseliny sírové SO 3.
Název kyselého oxidu je často založen na počtu atomů kyslíku v jeho molekule, například CO 2 - oxid uhličitý, SO 3 - oxid sírový atd. Neméně často se používá název „anhydrid“ (bez vody). ve vztahu ke kyselým oxidům, například CO 2 - anhydrid kyseliny uhličité, SO 3 - anhydrid kyseliny sírové, P 2 O 5 - anhydrid kyseliny fosforečné aj. Vysvětlení těchto názvů najdete při studiu vlastností oxidů.

Podle moderní systém názvy, všechny oxidy se nazývají jediným slovem „oxid“, a pokud prvek může mít různé významy valence, jsou označeny římskou číslicí vedle sebe v závorce. Například Fe203 je oxid železitý, SO3 je (VI).
Pomocí periodické tabulky je vhodné určit povahu vyššího oxidu prvku. Lze s jistotou říci, že například vyšší oxidy prvků hlavních podskupin skupin I a II jsou typickými zásaditými oxidy, protože tyto prvky jsou typické. Vyšší oxidy prvků hlavních podskupin V, VI, VII skupin jsou typické kyselé oxidy, protože prvky, které je tvoří, jsou nekovy:
Často se stává, že ty, které se nacházejí ve skupině IV-VII, tvoří vyšší oxidy kyselé povahy, například tvoří vyšší oxidy Mn 2 O 7 a CrO 3, které jsou kyselé a nazývají se mangan a anhydrid chromu.

■ 46. Mezi níže uvedenými látkami uveďte ty, které jsou oxidy: CaO; FeC03; NaN03; Si02; C02; Ba(OH) 2; R205; H2C03; PbO; HN03; FeO; S03; MgC03; MnO; CuO; Na20; V206; Ti02. Do které skupiny oxidů patří? Pojmenujte dané oxidy podle moderního systému. ()

Chemické vlastnosti oxidů

Navzdory skutečnosti, že molekuly mnoha oxidů jsou postaveny podle iontového typu, nejsou elektrolyty, protože se nerozpouštějí ve vodě ve smyslu, ve kterém rozumíme rozpouštění. Některé z nich mohou interagovat pouze s vodou a vytvářet rozpustné produkty. Ale pak to nejsou oxidy, které disociují, ale produkty jejich interakce s vodou. Oxidy tedy nepodléhají elektrolytické disociaci. Ale při tavení mohou podstoupit tepelnou disociaci - rozklad na ionty v tavenině.
Nejvýhodnější je nejprve zvážit vlastnosti zásaditých a kyselých oxidů.
Všechny zásadité oxidy jsou pevné, bez zápachu a mohou mít různé barvy: oxid hořečnatý je bílý, oxid železitý je rezavě hnědý, oxid měďnatý je černý.

Podle fyzikální vlastnosti mezi kyselými oxidy jsou pevné (oxid křemičitý SiO 2, anhydrid kyseliny fosforečné P 2 O 5, anhydrid kyseliny sírové SO 3), plynné (oxid siřičitý SO 2, oxid uhličitý CO 2). Někdy mají anhydridy barvu a zápach.
Podle chemické vlastnosti Zásadité a kyselé oxidy se od sebe velmi liší. S ohledem na ně budeme vždy vést paralelu mezi zásaditými a kyselými oxidy.

Zásadité oxidy	Kyselé oxidy
1. Zásadité a kyselé oxidy mohou reagovat s vodou
CaO + H20 = Ca(OH)2 CaO + H20 = Ca2+ + 2OH - V tomto případě bazické oxidy tvoří alkálie (zásady). Tato vlastnost vysvětluje formulaci definice, že báze odpovídají zásaditým oxidům. Ne všechny zásadité oxidy reagují přímo s vodou, ale pouze oxidy nejaktivnějších kovů (sodík, draslík, vápník, baryum atd.).	S03 + H20 = H2S04 SO 3 + H2O = 2H + + SO 2 4 - Kyselé oxidy reagují s vodou za vzniku kyselin. Tato vlastnost vysvětluje název „anhydrid“ (kyselina bez vody). Tato vlastnost navíc vysvětluje formulaci definice, že kyseliny odpovídají kyselým oxidům. Ale ne všechny kyselé oxidy mohou přímo reagovat s vodou. Oxid křemičitý SiO 2 a některé další nereagují s vodou.
2. Zásadité oxidy interagují s kyselinami, tvorba soli a vody: CuO + H2SO4 = CuS04 + H20 CuO + 2H + SO 2 4 - =Cu 2+ + SO 2 4 - + H 2O Zkráceno CuO +2H+ = Cu2+ + H20
3. Zásadité a kyselé oxidy mohou: CaO + SiO 2 = CaSiO 3 během fúze
Získávání oxidů
	1. Oxidace nekovů kyslíkem S + O2 = S02
2. Rozklad zásad: Cu(OH)2 = CuO + H20	2. Rozklad kyselin: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2
3. Rozklad některých solí (v tomto případě vzniká jeden zásaditý oxid a druhý je kyselý): CaC03 = CaO + C02

Amfoterní oxidy jsou ty oxidy, které mají dvojí vlastnosti a chovají se za určitých podmínek jako zásadité a za jiných jako kyselé. Mezi amfoterní oxidy patří oxidy Al 2 O 3, ZnO a mnoho dalších.

Uvažujme vlastnosti amfoterních oxidů na příkladu oxidu zinečnatého ZnO. Amfoterní oxidy obvykle odpovídají slabým, které prakticky nedisociují, proto amfoterní oxidy neinteragují s vodou. Díky své dvojí povaze však mohou reagovat s kyselinami i zásadami:
ZnO + H2S04 = ZnS04 + H20

ZnO + 2H + + SO 2 4 - = Zn 2+ + SO 2 4 - + H2O
ZnO + 2H+ = Zn2+ + H20
V této reakci se oxid zinečnatý chová jako zásada
kysličník.
Pokud se do něj dostane oxid zinečnatý alkalické prostředí, pak se chová jako kyselý oxid, který odpovídá kyselině H 2 ZnO 2 (vzorec snadno najdete, když do vzorce oxidu zinečnatého v duchu přidáte vodu H 2 O). Proto je rovnice pro reakci oxidu zinečnatého s alkálií napsána takto:
ZnO + 2NaOH = Na2Zn02 + H20
zinečnan sodný (rozpustná sůl)
ZnO + 2Na + + 2OH - = 2Na + + ZnO 2 2 - + H 2 O
Zkráceno:
ZnO + 2OH - = ZnO 2 2 - + H20

■ 47. Jaké množství oxidu uhličitého vznikne při spálení 6 g uhlí? Pokud jste zapomněli, jak řešit úlohy s chemickými rovnicemi, podívejte se do Přílohy 1 a poté vyřešte tento problém. ()
48. Kolik gramů molekul oxidu měďnatého je potřeba k reakci s 49 g kyseliny sírové? (Co je to gram molekula a jak tento pojem použít ve výpočtech, můžete zjistit v příloze 1 na straně 374).
49. Kolik kyseliny sírové lze získat reakcí 4 gramů molekul anhydridu kyseliny sírové s vodou?
50. Jaký objem kyslíku se spotřebuje na spálení 8 g síry? (Problém je řešen pomocí konceptu „objemu grammolekuly plynu.“).
51. Jak provádět transformace:

Napište reakční rovnice v molekulární a celkové iontové formě.

52. Jaké oxidy se získávají rozkladem následujících hydroxidů: CuONH. Fe(OH)3, H2Si03, Al(OH)3, H2SO3? Vysvětlete pomocí reakčních rovnic.
53. S kterou z následujících látek bude reagovat oxid barnatý: a) , b) , c) oxid draselný; d) oxid měďnatý, e) hydroxid vápenatý; f) kyselina fosforečná; g) oxid siřičitý? Napište vzorce všech uvedených látek. Kde je to možné, zapište reakční rovnice v molekulární, plně iontové a redukované iontové formě.
54. Navrhněte způsob výroby oxidu měďnatého CuO na bázi síranu měďnatého, vody a kovového sodíku. ()

Stanovení charakteru vlastností vyšších oxidů pomocí periodické tabulky

prvky D. I. Mendělejeva
S vědomím, že nejtypičtější kovy se nacházejí na začátku období, můžeme předpovědět, že vyšší oxidy prvků hlavních podskupin skupin I a II by měly mít základní vlastnosti. Určitou výjimku představuje , jehož oxid je amfoterní povahy. Na konci období jsou nekovy, jejichž vyšší oxidy musí mít kyselé vlastnosti. V závislosti na poloze prvků v periodické tabulce mohou být odpovídající prvky také zásadité, kyselé nebo amfoterní povahy. Na základě toho můžeme učinit podložené předpoklady o složení a vlastnostech oxidů a hydroxidů určitých prvků.

■ 55. Napište vzorce vyšších oxidů stroncia a india. Mohou reagovat s kyselinou sírovou a hydroxidem sodným? Napište reakční rovnice. ()
56. Napište vzorce hydroxidů rubidia, barya, lanthanu.
57. Jak probíhají reakce mezi hydroxidem rubidným a kyselinou dusičnou, mezi hydroxidem barnatým a kyselinou chlorovodíkovou? Napište reakční rovnice.
58. S vědomím, že vzorec nejvyššího oxidu selenu je SeO 3, napište rovnice pro reakce anhydridu selenu s hydroxidem vápenatým a oxidem sodným.
59. Napište rovnice pro reakce kyseliny selenové s hydroxidem rubidným, oxidem draselným, hydroxidem barnatým, oxidem vápenatým.
60. Pomocí periodické tabulky prvků najděte vzorce kyseliny telurové (č. 52), kyseliny chloristé (č. 17), kyseliny germanové (č. 32), kyseliny chromové (č. 24).
61. Napište rovnici pro reakci hydroxidu rubidného s kyselinou antimonitou (č. 37, č. 51). ()

Kromě oxidů a hydroxidů může mnoho prvků tvořit sloučeniny s vodíkem pod běžné jméno hydridy. Specifické vlastnosti hydridů závisí na relativní elektronegativitě vodíku a prvku, se kterým se slučuje.
Sloučeniny vodíku s typickými kovy, jako jsou (NaH), (KH), (CaH 2) atd., vznikají podle typu iontové vazby, a to je záporný iont a kov je kladný. Hydridy kovů jsou pevné látky, připomínají soli a mají iontovou krystalovou mřížku.
Sloučeniny vodíku s nekovy mají více či méně polární molekuly, např. HCl, H 2 O, NH 3 aj. a jsou plynnými látkami.
Když se kovalentní vazby prvků tvoří s vodíkem, počet elektronové páry rovný počtu elektronů chybějících k dokončení vnější elektronové vrstvy těchto prvků (oktetu). Tento počet nepřesahuje 4, proto těkavé sloučeniny vodíku mohou být tvořeny pouze prvky hlavních podskupin skupin IV-VII, které mají výraznou elektronegativitu ve srovnání s vodíkem. Valenci prvku v těkavé sloučenině vodíku lze vypočítat tak, že od čísla 8 odečteme číslo skupiny, ve které se prvek nachází.
Prvky sekundárních podskupin IV-VII skupin netvoří těkavé hydridy, protože se jedná o prvky patřící do d-rodina mající 1 - 2 elektrony na vnější vrstvě, což ukazuje na slabou elektronegativitu.

■ 62. Určete mocenství v těkavých sloučeninách vodíku prvků křemík, fosfor, kyslík, síra, brom, arsen, chlor. ()
63. Napište vzorce těkavých sloučenin vodíku arsenu (č. 33), bromu (č. 35), uhlíku (č. 6), selenu (č. 34).
64. Budou následující prvky tvořit s vodíkem těkavé sloučeniny: a) (č. 41); b) (č. 83); c) jód (č. 53); d) (č. 56); e) (č. 81); f) (č. 32); g) (č. 8); (č. 43); i) (č. 21); j) (č. N); l) (č. 51)? ()

Pokud ano, napište odpovídající vzorce.
Stejný princip je základem sestavování vzorců pro binární sloučeniny, tj. sloučeniny sestávající ze dvou prvků, pomocí periodického systému prvků. V tomto případě bude prvek s nejmenšími kovovými vlastnostmi, tj. více elektronegativní, vykazovat stejnou mocnost jako u těkavých sloučenin vodíku a prvek s menší elektronegativitou bude vykazovat stejnou mocnost jako u vyššího oxidu. Při psaní vzorce pro binární sloučeninu je na prvním místě umístěn symbol méně elektronegativního prvku a na druhém místě symbol zápornějšího prvku. Takže když píšeme například vzorec sulfidu lithného, ​​určíme, že jelikož kov vykazuje nižší elektronegativitu, jeho valence je stejná jako u oxidu, tedy 1, rovna číslu skupiny. vykazuje větší elektronegativitu, a proto je jeho valence 8-6 = 2 (číslo skupiny se odečte od 8). Proto vzorec Li2S.

■ 65. Na základě polohy prvků v periodické tabulce napište vzorce pro následující sloučeniny:
a) chlorid cínatý (č. 50, č. 17);
b) bromid indium (č. 49, č. 35);
c) jód kadmia (č. 48, jód č. 53);
d) nitrid dusíku nebo lithia (č. 3, č. 7);
e) fluorid strontnatý (č. 38, č. 9);
f) sulfid nebo sulfid kademnatý (č. 48, č. 16).
g) bromid hlinitý (č. 13, č. 35). ()

Pomocí periodické tabulky prvků můžete napsat vzorce solí kyslíkatých kyselin a skládat chemické rovnice. Chcete-li například napsat vzorec chromanu barnatého, musíte najít vzorec vyššího oxidu chromitého CrO 3, pak najít kyselinu chromovou H 2 CrO 4, pak najít valenci barya (je rovna 2 - podle číslo skupiny) a sestavte vzorec BaCrO 4.

■ 66. Napište vzorce pro manganistan vápenatý a rubidium arsen.
67. Napište následující reakční rovnice:
a) hydroxid česný + kyselina chloristá;
b) hydroxid thalia + kyselina fosforečná;
c) hydroxid strontnatý +;
d) oxid rubidium + anhydrid kyseliny sírové;
e) oxid barnatý + anhydrid kyseliny uhličité;
e) oxid strontnatý + anhydrid kyseliny sírové;
g) oxid cesný + anhydrid křemíku;
h) oxid lithný + kyselina fosforečná;
i) oxid berylnatý + kyselina arsenová;
j) oxid rubidium + kyselina chromová;
l) oxid sodný + kyselina jodistá;
l) hydroxid strontnatý + síran hlinitý;
n) hydroxid rubidium + chlorid gallia;
o) hydroxid strontnatý + anhydrid arsenu;
n) hydroxid barnatý + anhydrid selenu. ()

Význam periodického zákona a periodický systém prvků D. I. Mendělejeva ve vývoji chemie

Periodická tabulka je soustava prvků a veškerá živá i neživá příroda se skládá z prvků. Proto to není jen hlavní chemický zákon, ale také základní přírodní zákon, který má filozofický význam.
Objev periodického zákona měl obrovský vliv na rozvoj chemie a dodnes neztratil svůj význam. Pomocí periodického systému prvků byl D.I. Mendělejev schopen zkontrolovat a opravit atomové hmotnosti řady prvků, například osmia, iridia, platiny, zlata atd. Na základě periodického systému D.I. Mendělejev poprvé v dějinách chemie úspěšně předpověděl objevy nových prvků.
V 60. letech minulého století některé prvky, jako (č. 21), (č. 31), (č. 32) atd., ještě nebyly známy. Přesto jim D.I.Mendělejev nechal volná místa v periodické tabulce, protože byl přesvědčen, že tyto prvky budou objeveny, a s výjimečnou přesností předpověděl jejich vlastnosti. Například vlastnosti prvku, jehož existenci D.I.Mendělejev předpověděl v roce 1871 a který pojmenoval eca-křemík, se shodují s vlastnostmi germania, objeveného v roce 1885 Winklerem.
V současné době, když víme o struktuře atomů a molekul, můžeme blíže charakterizovat vlastnosti prvků na základě jejich polohy v periodické tabulce podle následujícího plánu.
1. Pozice prvku v tabulce D. I. Mendělejeva. 2. Náboj atomového jádra a celkový počet elektronů.
3. Číslo energetické hladiny a rozložení elektronů na nich.
4. Elektronická konfigurace atom. 5. Povaha vlastností (kovové, nekovové atd.).
6. Vyšší mocenství v oxidu. Vzorec oxidu, povaha jeho vlastností, reakční rovnice potvrzující předpokládané vlastnosti oxidu.

7. Hydroxid. Vlastnosti vyšších hydroxidů. Reakční rovnice potvrzující očekávaný charakter vlastností hydroxidu.
8. Možnost tvorby těkavého hydridu. Hydridový vzorec. Valence prvku v hydridu.
9. Možnost tvorby chloridů. Chloridový vzorec. Typ chemické vazby mezi prvkem a chlórem.
Mendělejev předpověděl 11 prvků a všechny byly objeveny: v roce 1875 P. Lecoq de Boisbaudran, v roce 1879 L. Nilsson a P. Kleve -, v roce 1898 Marie Sklodowska-Curie a Pierre - (č. 84) a ( č. 88), v roce 1899 A. Debiern - (č. 89, předpovězený ecalantane). V roce 1917 objevili O. Hahn a L. Meitner (Německo) (č. 91), v roce 1925 V. Noddack, I. Noddack a O. Berg - (č. 75), v roce 1937 C. Perrier a E Segre (Itálie) -technecium (č. 43), v roce 1939 M. Perey (Francie) - (č. 87) a v roce 1940 D. Corson, K. McKenzie a E. Segre (USA) - (č. 85).

Některé z těchto prvků byly objeveny během života D.I. Mendělejeva. Zároveň pomocí periodického systému D.I.Mendělejev zkontroloval atomové hmotnosti mnoha již známých prvků a provedl jejich opravy. Experimentální ověření těchto úprav potvrdilo správnost D. I. Mendělejeva. Periodický systém byl logicky završen objevem inertních plynů v roce 1894 Ramseyem, které do tohoto roku v periodickém systému nebyly.
Objev periodického zákona nasměroval vědce k hledání příčin periodicity. Přispělo to k odhalení podstaty sériová čísla skupiny a období, tedy studium vnitřní struktura atom považovaný za nedělitelný. mnohé vysvětlil, ale zároveň předvedl vědce před řadu problémů, jejichž řešení vedlo ke studiu vnitřní struktura atom, vysvětlující rozdíly v chování prvků při chemických reakcích. Objev periodického zákona vytvořil předpoklady pro umělou výrobu prvků.
Periodická tabulka, jejíž sté výročí jsme oslavili v roce 1969, je stále předmětem studia.
Myšlenky D.I. Mendělejeva znamenaly začátek nového období ve vývoji chemie.

Životopis D. I. Mendělejeva

D.I.Mendělejev se narodil 8. února 1834 v Tobolsku, kde byl jeho otec ředitelem gymnázia. Na tobolském gymnáziu, kam vstoupil v roce 1841, projevil D. I. Mendělejev velký zájem o přírodní vědy. V roce 1849 vstoupil na přírodovědeckou a matematickou fakultu petrohradského pedagogického institutu. Po smrti rodičů a sestry zůstal D. I. Mendělejev sám. Přesto pokračoval ve vzdělávání s velkou vytrvalostí. V ústavu na něj měl obrovský vliv profesor chemie A. A. Voskresensky. Spolu s chemií se D. I. Mendělejev zajímal o mechaniku, mineralogii a botaniku.
V roce 1855 D.I. Mendělejev absolvoval institut se zlatou medailí a byl poslán jako učitel přírodních věd do Simferopolu, protože intenzivní studium v ​​ústavu podkopalo jeho zdraví a lékaři mu doporučili, aby šel na jih. Poté se přestěhoval do Oděsy. Zde jako učitel na prvním oděském gymnáziu pracoval na „hydrátové“ teorii řešení a na diplomová práce"Na konkrétních svazcích." V roce 1856 D.I.Mendělejev brilantně složil magisterské zkoušky a obhájil dizertační práci. Originalita a myšlenková odvaha v tomto díle vzbudily obdivné ohlasy v tisku a velký zájem ve vědeckém světě.
Brzy se 23letý D.I.Mendělejev stal docentem a získal právo

přednášet na Petrohradské univerzitě. V extrémně špatně vybavené univerzitní laboratoři pokračoval ve výzkumu, ale práce v takových podmínkách nemohla vědce uspokojit, a aby v ní mohl úspěšněji pokračovat, byl nucen odejít do Německa. Po zakoupení potřebných činidel, skla a přístrojů vytvořil na vlastní náklady laboratoř a začal studovat povahu plynů, problematiku jejich přeměny do kapalného stavu a mezimolekulární soudržnost kapalin. D.I. Mendělejev jako první hovořil o kritických teplotách pro plyny a experimentálně určil mnohé z nich, čímž dokázal, že při určité teplotě lze všechny plyny přeměnit na kapaliny.
V Německu se D.I.Mendělejev sblížil s mnoha pozoruhodnými ruskými vědci, kteří byli také nuceni pracovat v zahraničí. Byli mezi nimi N. N. Beketov, A. P. Borodin, I. M. Sechenov aj. V roce 1860 se D. I. Mendělejev zúčastnil I. mezinárodním kongresu chemiků v Karlsruhe.

V roce 1861 se vrátil do Petrohradu a začal vyučovat kurz organická chemie na univerzitě. Zde poprvé vytvořil učebnici organické chemie, reflektující nejnovější úspěchy této vědy. V této učebnici D. I. Mendělejev zvažoval všechny procesy z čistě materialistického hlediska a kritizoval „vitalisty“, přívržence tzv. vitalita, díky kterému, jak věřili, život existuje a tvoří se organická hmota.
DI. Mendělejev jako první upozornil na izomerii – jev, při kterém organické látky, které mají stejné složení, mají různé vlastnosti. Brzy tento jev vysvětlil A.M. Butlerov.
Po obhajobě doktorské disertační práce v roce 1864 na téma „O spojení alkoholu s vodou“ se D. I. Mendělejev v roce 1865 stal profesorem na Petrohradském technologickém institutu a univerzitě.

V roce 1867 dostal pozvání do Francie, aby uspořádal ruský pavilon na Světové průmyslové výstavě. Své dojmy z cesty nastínil ve svém díle „O moderní vývoj nějaký chemická výroba jak platilo pro Rusko ohledně světové výstavy v roce 1867.
V této práci autor vyjádřil mnoho cenných myšlenek, zejména se dotkl problematiky špatného využívání přírodních zdrojů v Rusku, především ropy, a nutnosti výstavby chemických závodů, které lokálně produkují suroviny, které Rusko dováží ze zahraničí.

Svým výzkumem v oblasti hydratační teorie roztoků položil D. I. Mendělejev v návaznosti na Lomonosova základ novému vědnímu oboru – fyzikální chemii.
V roce 1867 byl D.I. Mendělejev zvolen vedoucím oddělení anorganická chemie na Petrohradské univerzitě, kterou řídil 28 let. Jeho přednášky byly mimořádně oblíbené mezi studenty všech fakult a všech oborů. Současně D.I.Mendělejev vykonal velkou veřejnou práci zaměřenou na posílení a rozvoj ruské vědy. Z jeho iniciativy byla v roce 1868 založena Ruská fyzikálně-chemická společnost, které D. I. Mendělejev poprvé zaslal svou zprávu „Experiment na systému prvků založených na jejich atomové hmotnosti a chemické podobnosti“. To byl ten slavný, na jehož základě napsal D. I. Mendělejev svůj slavné dílo„Základy chemie“.

Periodický zákon a periodický systém prvků umožnily D. I. Mendělejevovi předpovídat objevy nových prvků a s velkou přesností popsat jejich vlastnosti. Tyto prvky byly objeveny za života D. I. Mendělejeva a přinesly velkou slávu periodickému zákonu a jeho objeviteli.
Ale sláva D. I. Mendělejeva a jeho pokrokové myšlenky udělaly v reakčních kruzích petrohradské akademie věd úplně jiný dojem. Navzdory jeho obrovským službám pro vědu nebyl D. I. Mendělejev zvolen do Akademie. Tento postoj k velkému vědci vyvolal bouři protestů v celé zemi. Ruská fyzikální a chemická společnost zvolila D. I. Mendělejeva za čestného člena. V roce 1890 musel D. I. Mendělejev opustit svou práci na univerzitě. Přesto se jeho vědecká a praktická činnost nezhroutila. Neustále se zabýval otázkami hospodářského rozvoje země, podílel se na přípravě celních sazeb, pracoval v Komoře vah a měr. Ale ve všech svých snahách se vždy setkával s odporem carské vlády. D. I. Mendělejev zemřel v roce 1907. V jeho osobě svět přišel o skvělého, všestranného vědce, který předložil řadu myšlenek, které byly předurčeny k realizaci až v naší době. .

D.I. Mendělejev byl horlivým bojovníkem za rozvoj domácího průmyslu. Zvláště velká pozornost věnoval rozvoji ropný průmysl. Už tehdy mluvil o stavbě ropovodů a chemické rafinaci ropy. Majitelé ropy ale raději těžili ropná pole predátorsky.
Poprvé D.I. Mendělejev předložil myšlenku podzemního zplyňování uhlí, které bylo vyvinuto teprve v naší době, což bylo vysoce ceněno již v roce 1913. V.I. Lenin, D.I. Mendělejev věnoval řadu svých prací potřebě vytvořit chemický průmysl v Rusku, ale jeho rozvoj byl možný až v sovětských dobách: D.I. Mendělejev vyvinul nové metody pro průzkum železných rud, metody pro těžbu uhlí z hlubokých podložních vrstev , předložil projekt rozvoje Severu, zajímal se o problémy letectví a studie horní vrstvy atmosféra. D.I. Mendělejev navrhl metodu výroby bezdýmného střelného prachu, kterou carská vláda ignorovala, ale kterou využívalo americké vojenské oddělení.

Kontrola plnění úkolů a odpovědí na otázky pro Ch. I 1. 16; 61; 14; 42. 2. Rozdíl v atomové hmotnosti...

1. Hmota a její pohyb 2. Látky a jejich změny. Předmět a metoda chemie 3. Význam chemie. Chemie v národní ekonomika 4. Zrození chemie...

Nesolnotvorné (indiferentní, indiferentní) oxidy CO, SiO, N 2 0, NO.

Oxidy tvořící soli:

Základní. Oxidy, jejichž hydráty jsou bázemi. Oxidy kovů s oxidačním stavem +1 a +2 (méně často +3). Příklady: Na 2 O - oxid sodný, CaO - oxid vápenatý, CuO - oxid měďnatý (II), CoO - oxid kobaltnatý (II), Bi 2 O 3 - oxid bismutitý (III), Mn 2 O 3 - mangan (III) oxid).

Amfoterní. Oxidy, jejichž hydráty jsou amfoterní hydroxidy. Oxidy kovů s oxidačním stavem +3 a +4 (méně často +2). Příklady: Al 2 O 3 - oxid hlinitý, Cr 2 O 3 - oxid chromitý, SnO 2 - oxid cíničitý, MnO 2 - oxid manganatý (IV), ZnO - oxid zinečnatý, BeO - oxid berylnatý.

Kyselé. Oxidy, jejichž hydráty jsou kyseliny obsahující kyslík. Oxidy nekovů. Příklady: P 2 O 3 - oxid fosforečný (III), CO 2 - oxid uhelnatý (IV), N 2 O 5 - oxid dusíku (V), SO 3 - oxid sírový (VI), Cl 2 O 7 - oxid chloru ( VII). Oxidy kovů s oxidačním stavem +5, +6 a +7. Příklady: Sb 2 O 5 - oxid antimonu (V). CrOz - oxid chromitý (VI), MnOz - oxid manganatý (VI), Mn 2 O 7 - oxid manganatý (VII).

Změna charakteru oxidů se zvyšujícím se oxidačním stavem kovu

Fyzikální vlastnosti

Oxidy jsou pevné, kapalné a plynné, různých barev. Například: oxid měďnatý CuO je černý, oxid vápenatý CaO je bílý - pevné látky. Oxid sírový (VI) SO 3 je bezbarvá těkavá kapalina a oxid uhelnatý (IV) CO 2 je za běžných podmínek bezbarvý plyn.

Skupenství

CaO, CuO, Li20 a další zásadité oxidy; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 a další amfoterní oxidy; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 a další oxidy kyselin.

SO3, Cl207, Mn207 atd.

plynný:

CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2 atd.

Rozpustnost ve vodě

Rozpustný:

a) zásadité oxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin;

b) téměř všechny oxidy kyselin (výjimka: SiO 2).

Nerozpustný:

a) všechny ostatní zásadité oxidy;

b) všechny amfoterní oxidy

Chemické vlastnosti

1. Acidobazické vlastnosti

Společnými vlastnostmi bazických, kyselých a amfoterních oxidů jsou acidobazické interakce, které ilustruje následující diagram:

(pouze pro oxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin) (kromě SiO 2).

Amfoterní oxidy, které mají vlastnosti jak zásaditých, tak kyselých oxidů, interagují se silnými kyselinami a zásadami:

2. Redoxní vlastnosti

Pokud má prvek proměnný oxidační stav (s.o.), pak jeho oxidy s nízkým s. Ó. mohou vykazovat redukční vlastnosti a oxidy s vysokým c. Ó. - oxidační.

Příklady reakcí, ve kterých oxidy působí jako redukční činidla:

Oxidace oxidů s nízkým c. Ó. na oxidy s vysokým c. Ó. Prvky.

2C +20 + 02 = 2C +402

2S + 4 O 2 + O 2 = 2S + 6 O 3

2N +20 + 02 = 2N +402

Oxid uhelnatý (II) redukuje kovy z jejich oxidů a vodík z vody.

C +20 + FeO = Fe + 2C +402

C+20 + H20 = H2 + 2C +402

Příklady reakcí, ve kterých oxidy působí jako oxidační činidla:

Redukce oxidů s vysokým o. prvků na oxidy s nízkým c. Ó. nebo na jednoduché látky.

C+402 + C = 2C +20

2S + 603 + H2S = 4S +402 + H20

C+402 + Mg = Co + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +20 + H2 = Cuo + H20

Využití oxidů málo aktivních kovů k oxidaci organických látek.

Některé oxidy, ve kterých má prvek meziprodukt c. o., schopné disproporce;

Například:

2N02 + 2NaOH = NaN02 + NaN03 + H20

Způsoby získávání

1. Interakce jednoduchých látek - kovů a nekovů - s kyslíkem:

4Li + 02 = 2Li20;

2Cu + 02 = 2CuO;

4P + 502 = 2P205

2. Dehydratace nerozpustných zásad, amfoterních hydroxidů a některých kyselin:

Cu(OH)2 = CuO + H20

2Al(OH)3 = A1203 + 3H20

H2S03 = S02 + H20

H2Si03 = Si02 + H20

3. Rozklad některých solí:

2Cu(N03)2 = 2CuO + 4N02 + O2

CaC03 = CaO + C02

(CuOH)2C03 = 2CuO + CO2 + H20

4. Oxidace složitých látek kyslíkem:

CH4 + 202 = C02 + H20

4FeS2 + 11O2 = 2Fe203 + 8SO2

4NH3 + 502 = 4NO + 6H20

5. Redukce oxidačních kyselin kovy a nekovy:

Cu + H2SO4 (konc) = CuSO4 + SO2 + 2H20

10HN03 (konc) + 4Ca = 4Ca(N03)2 + N20 + 5H20

2HN03 (zředěný) + S = H2S04 + 2NO

6. Vzájemné přeměny oxidů při redoxních reakcích (viz redoxní vlastnosti oxidů).