Los compuestos químicos formados por oxígeno y cualquier otro elemento de la tabla periódica se denominan óxidos. Según sus propiedades se clasifican en básicos, anfóteros y ácidos. La naturaleza de los óxidos se puede determinar teórica y prácticamente.

necesitarás

• - tabla periódica;
• - cristalería de laboratorio;
• - reactivos químicos.

Instrucciones

Es necesario tener una buena comprensión de cómo cambian las propiedades de los elementos químicos según su ubicación en la tabla D.I. Mendeleev. Entonces repite la ley periódica, estructura electronicaátomos (el estado de oxidación de los elementos depende de ello), etc.

Sin ningún trabajo práctico, puedes establecer la naturaleza del óxido utilizando únicamente la tabla periódica. Después de todo, se sabe que en períodos, en la dirección de izquierda a derecha, las propiedades alcalinas de los óxidos cambian a anfóteras y luego a ácidas. Por ejemplo, en el período III, el óxido de sodio (Na2O) exhibe propiedades básicas, el compuesto de aluminio con oxígeno (Al2O3) es de naturaleza anfótera y el óxido de cloro (ClO2) es ácido.

Tenga en cuenta que en los subgrupos principales las propiedades alcalinas de los óxidos aumentan de arriba a abajo y la acidez, por el contrario, se debilita. Así, en el grupo I, el óxido de cesio (CsO) tiene una basicidad más fuerte que el óxido de litio (LiO). En el grupo V, el óxido de nitrógeno (III) es ácido y el óxido de bismuto (Bi2O5) ya es básico.

Otra forma de determinar la naturaleza de los óxidos. Digamos que la tarea es probar experimentalmente las propiedades básicas, anfóteras y ácidas del óxido de calcio (CaO), el óxido de fósforo 5-valente (P2O5(V)) y el óxido de zinc (ZnO).

Primero, tome dos tubos de ensayo limpios. De las botellas, con una espátula química, vierte un poco de CaO en una y P2O5 en la otra. Luego vierta 5-10 ml de agua destilada en ambos reactivos. Remueve con una varilla de vidrio hasta que el polvo se disuelva por completo. Sumerja trozos de papel tornasol en ambos tubos de ensayo. Donde se encuentra el óxido de calcio, el indicador se volverá azul, lo que es evidencia de la naturaleza básica del compuesto en estudio. En un tubo de ensayo con óxido de fósforo (V), el papel se pondrá rojo, por lo tanto el P2O5 es un óxido ácido.

Dado que el óxido de zinc es insoluble en agua, reacciona con un ácido y un hidróxido para demostrar que es anfótero. En ambos casos, los cristales de ZnO entrarán en una reacción química. Por ejemplo:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4-> Zn3(PO4)2? + 3H2O

tenga en cuenta

Recuerde, la naturaleza de las propiedades del óxido depende directamente de la valencia del elemento incluido en su composición.

Consejos útiles

No olvide que todavía existen los llamados óxidos indiferentes (que no forman sales) que no reaccionan en condiciones normales ni con hidróxidos ni con ácidos. Estos incluyen óxidos no metálicos con valencia I y II, por ejemplo: SiO, CO, NO, N2O, etc., pero también los hay “metálicos”: MnO2 y algunos otros.

Instrucciones

Es necesario tener una buena comprensión de cómo cambian las propiedades de los elementos químicos según su ubicación en la tabla D.I. Mendeleev. Por tanto, repita la estructura electrónica de los átomos (el estado de oxidación de los elementos depende de ello), y así sucesivamente.

Sin ningún trabajo manual, puedes establecer la naturaleza del óxido utilizando únicamente el sistema periódico. Después de todo, se sabe que en períodos, en la dirección de izquierda a derecha, las propiedades alcalinas de los óxidos cambian a anfóteras y luego a ácidas. Por ejemplo, en el período III, el óxido de sodio (Na2O) tiene las propiedades principales, el compuesto de aluminio con oxígeno (Al2O3) tiene el carácter y el óxido de cloro (ClO2) tiene el carácter.

Tenga en cuenta que en los subgrupos principales las propiedades alcalinas de los óxidos aumentan de arriba a abajo y la acidez, por el contrario, se debilita. Así, en el grupo I, el óxido de cesio (CsO) tiene una basicidad más fuerte que el óxido de litio (LiO). En el grupo V, el óxido de nitrógeno (III) es ácido y el óxido (Bi2O5) ya es básico.

Primero, tome dos tubos de ensayo limpios. De las botellas, con una espátula química, vierte un poco de CaO en una y P2O5 en la otra. Luego vierta 5-10 ml de agua destilada en ambos reactivos. Remueve con una varilla de vidrio hasta que el polvo se disuelva por completo. Sumerja trozos de papel tornasol en ambos tubos de ensayo. Allí, el indicador se volverá azul, lo que demuestra la naturaleza básica del compuesto que se está probando. En un tubo de ensayo con óxido de fósforo (V), el papel se volverá rojo, por lo tanto P2O5 – .

Dado que el óxido de zinc es insoluble en agua, reacciona con un ácido y un hidróxido para demostrar que es anfótero. En ambos casos, los cristales de ZnO entrarán en una reacción química. Por ejemplo:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4→ Zn3(PO4)2↓ + 3H2O

tenga en cuenta

Recuerde, la naturaleza de las propiedades del óxido depende directamente de la valencia del elemento incluido en su composición.

Consejos útiles

No olvide que también existen los llamados óxidos indiferentes (que no forman sales) que en condiciones normales no reaccionan ni con hidróxidos ni con ácidos. Estos incluyen óxidos no metálicos con valencia I y II, por ejemplo: SiO, CO, NO, N2O, etc., pero también los hay “metálicos”: MnO2 y algunos otros.

Fuentes:

• naturaleza básica de los óxidos

Óxido calcio- Esto es cal viva común y corriente. Pero, a pesar de su naturaleza tan simple, esta sustancia se utiliza mucho en actividades económicas. Desde la construcción, como base para el cemento de cal, hasta la cocina, como aditivos alimentarios E-529, óxido calcio encuentra aplicación. Tanto en condiciones industriales como domésticas se puede obtener óxido. calcio de carbonato calcio reacción de descomposición térmica.

necesitarás

• Carbonato de calcio en forma de piedra caliza o tiza. Crisol cerámico para recocido. Soplete de propano o acetileno.

Instrucciones

Prepare el crisol para recocer el carbonato. Móntelo firmemente sobre soportes ignífugos o accesorios especiales. El crisol debe estar firmemente instalado y, si es posible, asegurado.

moler el carbonato calcio. Se debe moler para una mejor transferencia de calor al interior. No es necesario moler piedra caliza o tiza hasta convertirla en polvo. Basta con realizar una molienda gruesa y heterogénea.

Llene el crisol de recocido con carbonato molido. calcio. No llene el crisol por completo, ya que al liberar dióxido de carbono se puede desechar parte de la sustancia. Llene el crisol aproximadamente a un tercio de su capacidad o menos.

Empiece a calentar el crisol. Instálelo y asegúrelo bien. Calentar el crisol suavemente desde diferentes lados para evitar su destrucción debido a una expansión térmica desigual. Continúe calentando el crisol en el quemador de gas. Después de un tiempo, comenzará la descomposición térmica del carbonato. calcio.

Esperar pasaje completo descomposición térmica. Durante la reacción, es posible que las capas superiores de la sustancia en el crisol no se calienten bien. Se pueden mezclar varias veces con una espátula de acero.

Vídeo sobre el tema.

tenga en cuenta

Tenga cuidado al trabajar con un quemador de gas y un crisol calentado. Durante la reacción, el crisol se calentará a temperaturas superiores a 1200 grados Celsius.

Consejos útiles

En lugar de intentar producir usted mismo grandes cantidades de óxido de calcio (por ejemplo, para la posterior producción de cemento de cal), es mejor comprar el producto terminado en una tienda especializada. plataformas comerciales.

Fuentes:

• Escriba las ecuaciones de reacción que se pueden utilizar para

Según las opiniones generalmente aceptadas, los ácidos son sustancias complejas que constan de uno o más átomos de hidrógeno que pueden ser reemplazados por átomos metálicos y residuos ácidos. Se dividen en libres de oxígeno y que contienen oxígeno, monobásicos y polibásicos, fuertes, débiles, etc. ¿Cómo determinar si una sustancia tiene propiedades ácidas?

necesitarás

• - papel indicador o solución tornasol;
• - ácido clorhídrico (preferiblemente diluido);
• - carbonato de sodio en polvo (carbonato de sodio);
• - un poco de nitrato de plata en solución;
• - matraces o vasos de precipitados de fondo plano.

Instrucciones

La primera y más sencilla prueba es una prueba que utiliza papel tornasol indicador o solución de tornasol. Si la tira de papel o la solución tiene un tinte rosado, significa que la sustancia que se está analizando contiene iones de hidrógeno, y esto es un signo seguro de ácido. Se puede entender fácilmente que cuanto más intenso es el color (hasta el rojo burdeos), más ácido.

Hay muchas otras formas de comprobarlo. Por ejemplo, se le asigna la tarea de determinar si un líquido transparente es ácido clorhídrico. ¿Cómo hacer esto? Ya conoces la reacción al ion cloruro. Se detecta añadiendo incluso las cantidades más pequeñas de solución de lapislázuli: AgNO3.

Vierta un poco del líquido a probar en un recipiente aparte y agregue un poco de solución de lapislázuli. En este caso, se formará instantáneamente un precipitado blanco "cuajo" de cloruro de plata insoluble. Es decir, definitivamente hay un ion cloruro en la molécula de la sustancia. ¿Pero tal vez no sea, después de todo, sino una solución de algún tipo de sal que contiene cloro? Por ejemplo, ¿cloruro de sodio?

Recuerda otra propiedad de los ácidos. Los ácidos fuertes (y el ácido clorhídrico, por supuesto, es uno de ellos) pueden desplazar a los ácidos débiles. Coloque un poco de refresco en polvo (Na2CO3) en un matraz o vaso de precipitados y agregue lentamente el líquido a probar. Si inmediatamente se escucha un silbido y el polvo literalmente "hierve", no quedará ninguna duda: es ácido clorhídrico.

¿Por qué? Porque esta reacción es: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3. Se forma ácido carbónico, que es tan débil que se descompone instantáneamente en agua y dióxido de carbono. Fueron sus burbujas las que provocaron este "hirvimiento y silbido".

Vídeo sobre el tema.

tenga en cuenta

¡El ácido clorhídrico, incluso diluido, es una sustancia cáustica! Recuerde las precauciones de seguridad.

Consejos útiles

En ningún caso se debe recurrir a pruebas de sabor (si tu lengua tiene un sabor amargo, significa que hay ácido). ¡Como mínimo, puede ser muy peligroso! Al fin y al cabo, muchos ácidos son extremadamente cáusticos.

Fuentes:

• cómo cambian las propiedades ácidas en 2019

El fósforo es un elemento químico con el número de serie número 15 en la tabla periódica. Se ubica en su grupo V. Un no metal clásico descubierto por el alquimista Brand en 1669. Hay tres modificaciones principales del fósforo: rojo (parte de la mezcla para encender cerillas), blanco y negro. En muy altas presiones(aproximadamente 8,3 * 10^10 Pa), el fósforo negro se transforma en otro estado alotrópico (“fósforo metálico”) y comienza a conducir corriente. fósforo en diversas sustancias?

Instrucciones

Recuerda, grado. Este es un valor correspondiente a la carga de un ion en una molécula, siempre que los pares de electrones que realizan el enlace estén desplazados hacia un elemento más electronegativo (ubicado a la derecha y más arriba en la Tabla Periódica).

También es necesario conocer la condición principal: la cantidad cargas electricas de todos los iones que forman la molécula, teniendo en cuenta los coeficientes, siempre debe ser igual a cero.

El estado de oxidación no siempre coincide cuantitativamente con la valencia. Mejor ejemplo– carbono, que en materia orgánica siempre tiene un valor de 4, y el estado de oxidación puede ser igual a -4, 0, +2 y +4.

¿Cuál es, por ejemplo, el estado de oxidación de la molécula de fosfina PH3? Considerándolo todo, esta pregunta es muy fácil de responder. Dado que el hidrógeno es el primer elemento de la tabla periódica, por definición no puede ubicarse allí “a la derecha y más arriba” que . Por tanto, es el fósforo el que atraerá los electrones del hidrógeno.

Cada átomo de hidrógeno, habiendo perdido un electrón, se convertirá en un ion de oxidación +1 cargado positivamente. Por tanto, la carga positiva total es +3. Esto significa que, teniendo en cuenta la regla de que la carga total de la molécula es cero, el estado de oxidación del fósforo en la molécula de fosfina es -3.

Bueno, ¿cuál es el estado de oxidación del fósforo en el óxido P2O5? Tome la tabla periódica. El oxígeno se sitúa en el grupo VI, a la derecha del fósforo, y también más arriba, por lo que es definitivamente más electronegativo. Es decir, el estado de oxidación del oxígeno en este compuesto tendrá un signo menos y el fósforo tendrá un signo más. ¿Cuáles son estos grados para que la molécula en su conjunto sea neutra? Puedes ver fácilmente que el mínimo común múltiplo de los números 2 y 5 es 10. Por lo tanto, el estado de oxidación del oxígeno es -2 y el fósforo es +5.

Vídeo sobre el tema.

Hoy empezamos a familiarizarnos con las clases más importantes. compuestos inorgánicos. Las sustancias inorgánicas se dividen según su composición, como ya sabes, en simples y complejas.

ÓXIDO	ÁCIDO	BASE	SAL
E x O y	nortenorteA A – residuo ácido	Yo(OH)b OH – grupo hidroxilo	Yo y A b

Las sustancias inorgánicas complejas se dividen en cuatro clases: óxidos, ácidos, bases y sales. Empezamos con la clase de óxido.

OXIDOS

Óxidos - Se trata de sustancias complejas que constan de dos elementos químicos, uno de los cuales es el oxígeno, con una valencia de 2. Sólo un elemento químico, el flúor, cuando se combina con el oxígeno, no forma un óxido, sino fluoruro de oxígeno DE 2.
Se denominan simplemente “óxido + nombre del elemento” (ver tabla). si valencia elemento químico variable, luego indicada por un número romano entre paréntesis después del nombre del elemento químico.

Fórmula	Nombre	Fórmula	Nombre
	monóxido de carbono (II)	Fe2O3	óxido de hierro (III)
	óxido nítrico (II)	CrO3	óxido de cromo (VI)
Al2O3	óxido de aluminio		óxido de zinc
N2O5	óxido nítrico (V)	Mn2O7	óxido de manganeso (VII)

Clasificación de óxidos

Todos los óxidos se pueden dividir en dos grupos: formadores de sales (básicos, ácidos, anfóteros) y no formadores de sales o indiferentes.

Óxidos metálicos Piel x O y			Óxidos no metálicos neMe x O y
Básico	Ácido	anfótero	Ácido	Indiferente
yo, yo Bueno	V-VII A mí	ZnO,BeO,Al2O3, Fe2O3, Cr2O3	> II neMe	yo, yo neMe CO,NO,N2O

1). Óxidos básicos Son óxidos que corresponden a bases. Los principales óxidos incluyen óxidos rieles 1 y 2 grupos, así como rieles subgrupos laterales con valencia I Y II (excepto ZnO - óxido de zinc y BeO – óxido de berilio):

2). Óxidos ácidos- Son óxidos, que corresponden a ácidos. Los óxidos ácidos incluyen óxidos no metálicos (excepto los que no forman sal - indiferente), así como óxidos metálicos subgrupos laterales con valencia de V a VII (Por ejemplo, CrO 3 - óxido de cromo (VI), Mn 2 O 7 - óxido de manganeso (VII)):

3). Óxidos anfóteros- Son óxidos, que corresponden a bases y ácidos. Estos incluyen óxidos metálicos subgrupos principales y secundarios con valencia III , A veces IV , así como zinc y berilio (por ejemplo, BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).

4). Óxidos que no forman sales– estos son óxidos indiferentes a los ácidos y las bases. Estos incluyen óxidos no metálicos con valencia I Y II (Por ejemplo, N 2 O, NO, CO).

Conclusión: la naturaleza de las propiedades de los óxidos depende principalmente de la valencia del elemento.

Por ejemplo, óxidos de cromo:

CrO(II- principal);

Cr2O3 (III- anfótero);

CrO3(VII- ácido).

Clasificación de óxidos

(por solubilidad en agua)

Óxidos ácidos	Óxidos básicos	Óxidos anfóteros
Soluble en agua. Excepción: SiO 2 (no soluble en agua)	Sólo los óxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos se disuelven en agua. (estos son metales Grupos I "A" y II "A", excepción Be, Mg)	No interactúan con el agua. Insoluble en agua

Completa las tareas:

1. Escriba por separado las fórmulas químicas de los óxidos ácidos y básicos que forman sales.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Sustancias dadas : 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

Anota los óxidos y clasifícalos.

Obtención de óxidos

Simulador "Interacción del oxígeno con sustancias simples"

1. Combustión de sustancias (Oxidación con oxígeno)	a) sustancias simples Entrenador	2Mg +O2 =2MgO
	b) sustancias complejas	2H2S+3O2 =2H2O+2SO2
2. Descomposición de sustancias complejas. (usar tabla de ácidos, ver apéndices)	a) sales SALt= ÓXIDO BÁSICO+ÓXIDO ÁCIDO	CaCO 3 =CaO+CO 2
	b) Bases insolubles Yo(OH)bt= yo x o y+ h 2 oh	Cu(OH)2t=CuO+H2O
	c) ácidos que contienen oxígeno nortenorteA =ÓXIDO ÁCIDO + h 2 oh	H2SO3 =H2O+SO2

Propiedades físicas de los óxidos.

A temperatura ambiente, la mayoría de los óxidos son sólidos (CaO, Fe 2 O 3, etc.), algunos son líquidos (H 2 O, Cl 2 O 7, etc.) y gases (NO, SO 2, etc.).

Propiedades químicas de los óxidos.

PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ÓXIDOS BÁSICOS 1. Óxido básico + Óxido ácido = Sal (r. compuestos) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Óxido básico + Ácido = Sal + H 2 O (solución de intercambio) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Óxido básico + Agua = Alcalino (compuesto) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ÓXIDOS ÁCIDOS 1. Óxido ácido + Agua = Ácido (p. compuestos) Con O 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – no reacciona 2. Óxido de ácido + Base = Sal + H 2 O (intercambio r.) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Óxido básico + Óxido ácido = Sal (r. compuestos) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Los menos volátiles desplazan a los más volátiles de sus sales CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS ÓXIDOS ANFOTERICOS Interactúan tanto con ácidos como con álcalis. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH)4] (en solución) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (cuando está fusionado)

Aplicación de óxidos

Algunos óxidos no se disuelven en agua, pero muchos reaccionan con ella para formar compuestos:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

cao + h 2 oh = California( OH) 2

El resultado son a menudo compuestos muy necesarios y útiles. Por ejemplo, H 2 SO 4 – ácido sulfúrico, Ca(OH) 2 – cal apagada, etc.

Si los óxidos son insolubles en agua, entonces la gente utiliza hábilmente esta propiedad. Por ejemplo, el óxido de zinc ZnO es una sustancia blanco, por lo tanto se utiliza para preparar blanco pintura al óleo(blanco zinc). Dado que el ZnO es prácticamente insoluble en agua, se puede pintar cualquier superficie con zinc blanco, incluidas aquellas que están expuestas a la precipitación. La insolubilidad y la no toxicidad permiten que este óxido se utilice en la fabricación de cremas y polvos cosméticos. Los farmacéuticos lo convierten en un polvo astringente y secante para uso externo.

El óxido de titanio (IV) – TiO 2 – tiene las mismas propiedades valiosas. También tiene un hermoso color blanco y se utiliza para hacer blanco titanio. El TiO 2 es insoluble no sólo en agua, sino también en ácidos, por lo que los recubrimientos fabricados con este óxido son especialmente estables. Este óxido se añade al plástico para darle un color blanco. Forma parte de esmaltes para platos de metal y cerámica.

Óxido de cromo (III) - Cr 2 O 3 - cristales de color verde oscuro muy fuertes, insolubles en agua. Cr 2 O 3 se utiliza como pigmento (pintura) en la fabricación de cerámica y vidrio verde decorativo. La conocida pasta GOI (abreviatura del nombre “State Optical Institute”) se utiliza para esmerilar y pulir ópticas, metales productos, en joyería.

Debido a la insolubilidad y resistencia del óxido de cromo (III), también se utiliza en tintas de impresión (por ejemplo, para colorear billetes). En general, los óxidos de muchos metales se utilizan como pigmentos para una amplia variedad de pinturas, aunque ésta está lejos de ser su única aplicación.

Tareas de consolidación

1. Escriba por separado las fórmulas químicas de los óxidos ácidos y básicos que forman sales.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Sustancias dadas : 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

Seleccione de la lista: óxidos básicos, óxidos ácidos, óxidos indiferentes, óxidos anfóteros y asígneles nombres..

3. Complete el CSR, indique el tipo de reacción, nombre los productos de reacción

Na2O + H2O =

norte 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO3 =

NaOH + P2O5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH)2 = ? + ?

4. Realizar transformaciones según el esquema:

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

Los óxidos (óxidos) se llaman compuestos químicos, que consta de dos elementos, uno de los cuales es .

Los no formadores de sal se llaman así porque cuando reacciones quimicas No forman sales con otras sustancias. Estos incluyen H 2 O, monóxido de carbono CO, óxido de nitrógeno NO. Entre los óxidos formadores de sales se distinguen los óxidos básicos, ácidos y anfóteros (Tabla 2).
Principal se denominan, que corresponden a las pertenecientes a la clase de bases. Los básicos reaccionan con los ácidos para formar sal y agua.
Los óxidos básicos son óxidos metálicos. Se caracterizan por un tipo de enlace químico iónico. Para los metales que forman los óxidos básicos, el valor no supera 3. Ejemplos típicos los principales óxidos son óxido de calcio CaO, óxido de bario BaO, óxido de cobre CuO, óxido de hierro Fe 2 O 8, etc.

Los nombres de los principales óxidos son relativamente sencillos. Si un metal que forma parte de un óxido básico tiene una constante, su óxido se llama óxido, por ejemplo, óxido de sodio Na 2 O, óxido de potasio K 2 O, óxido de magnesio MgO, etc. Si el metal tiene una variable, el óxido en el que exhibe la valencia más alta se llama óxido, y el óxido en el que exhibe la valencia más baja se llama óxido llamado óxido nitroso, por ejemplo Fe 2 O 3 - óxido de hierro, FeO - óxido ferroso, CuO - óxido de cobre, Cu 2 O - óxido de cobre.

Anota la definición de óxidos en tu cuaderno.

Los óxidos se llaman ácidos; corresponden a ácidos y reaccionan con bases para formar sal y agua.

Óxidos ácidos- Se trata principalmente de óxidos de no metales. Sus moléculas se construyen según el tipo de enlace covalente. La valencia de los no metales en los óxidos suele ser igual a 3 o superior. Ejemplos típicos de óxidos ácidos son el dióxido de azufre SO 2, el dióxido de carbono CO 2 y el anhídrido sulfúrico SO 3.
El nombre de un óxido ácido a menudo se basa en la cantidad de átomos de oxígeno en su molécula, por ejemplo CO 2 - dióxido de carbono, SO 3 - trióxido de azufre, etc. El nombre "anhídrido" (sin agua) no se usa con menos frecuencia. en relación con los óxidos ácidos, por ejemplo CO 2 - anhídrido carbónico, SO 3 - anhídrido sulfúrico, P 2 O 5 - anhídrido fosfórico, etc. Encontrará una explicación para estos nombres al estudiar las propiedades de los óxidos.

Por sistema moderno nombres, todos los óxidos se denominan con una sola palabra "óxido", y si un elemento puede tener diferentes significados valencia, se indican mediante un número romano uno al lado del otro entre paréntesis. Por ejemplo, Fe 2 O 3 es óxido de hierro (III), SO 3 es (VI).
Utilizando la tabla periódica, conviene determinar la naturaleza del óxido superior de un elemento. Se puede decir con seguridad, por ejemplo, que los óxidos superiores de los elementos de los principales subgrupos de los grupos I y II son óxidos básicos típicos, ya que estos elementos son típicos. Los óxidos superiores de elementos de los principales subgrupos V, VI, VII de los grupos son óxidos ácidos típicos, ya que los elementos que los forman son no metales:
A menudo sucede que los ubicados en el grupo IV-VII forman óxidos superiores de naturaleza ácida, por ejemplo, forman óxidos superiores Mn 2 O 7 y CrO 3, que son ácidos y se denominan respectivamente manganeso y anhídrido crómico.

■ 46. Indique entre las sustancias que se enumeran a continuación aquellas que son óxidos: CaO; FeCO3; NaNO3; SiO2; CO2; Ba(OH)2; R2O5; H2CO3; PbO; HNO3; FeO; así 3; MgCO3; MnO; CuO; Na2O; V2O6; Ti02. ¿A qué grupo de óxidos pertenecen? Nombra los óxidos dados según el sistema moderno. ()

Propiedades químicas de los óxidos.

A pesar de que las moléculas de muchos óxidos están construidas de tipo iónico, no son electrolitos, ya que no se disuelven en agua en el sentido en que entendemos la disolución. Algunos de ellos sólo pueden interactuar con el agua, formando productos solubles. Pero entonces no son los óxidos los que se disocian, sino los productos de su interacción con el agua. Por tanto, los óxidos no sufren disociación electrolítica. Pero al fundirse, pueden sufrir una disociación térmica: descomposición en iones en la masa fundida.
Lo más conveniente es considerar primero las propiedades de los óxidos básicos y ácidos.
Todos los óxidos básicos son sólidos, inodoros y pueden tener diferentes colores: el óxido de magnesio es blanco, el óxido de hierro es de color marrón oxidado y el óxido de cobre es negro.

Por propiedades fisicas entre los óxidos ácidos se encuentran los sólidos (dióxido de silicio SiO 2, anhídrido fosfórico P 2 O 5, anhídrido sulfúrico SO 3), gaseosos (dióxido de azufre SO 2, dióxido de carbono CO 2). A veces los anhídridos tienen color y olor.
Por propiedades quimicas Los óxidos básicos y ácidos son muy diferentes entre sí. Considerándolos, siempre trazaremos un paralelo entre los óxidos básicos y ácidos.

Óxidos básicos	Óxidos ácidos
1. Los óxidos básicos y ácidos pueden reaccionar con el agua.
CaO + H2O = Ca(OH)2 CaO + H 2 O = Ca 2+ + 2OH - En este caso, los óxidos básicos forman álcalis (bases). Esta propiedad explica la formulación de la definición de que las bases corresponden a óxidos básicos. No todos los óxidos básicos reaccionan directamente con el agua, sino sólo los óxidos de los metales más activos (sodio, potasio, calcio, bario, etc.).	SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ASI 3 + H2O = 2H + + ASI 2 4 - Los óxidos ácidos reaccionan con el agua para formar ácidos. Esta propiedad explica el nombre de “anhídrido” (ácido sin agua). Además, esta propiedad explica la formulación de la definición de que los óxidos ácidos corresponden a ácidos. Pero no todos los óxidos ácidos pueden reaccionar directamente con el agua. El dióxido de silicio SiO 2 y algunos otros no reaccionan con el agua.
2. Los óxidos básicos interactúan con los ácidos. formando sal y agua: CuO + H2SO 4 = CuSO 4 + H 2 O CuO + 2H + SO 2 4 - =Cu 2+ + SO 2 4 - + H 2 O Abreviado CuO +2H + = Cu 2+ + H 2 O
3. Los óxidos básicos y ácidos pueden: CaO + SiO 2 = CaSiO 3 durante la fusión
Obtención de óxidos
	1. Oxidación de no metales con oxígeno. S + O2 = ASI 2
2. Descomposición de bases: Cu(OH)2 = CuO + H2O	2. Descomposición de ácidos: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2
3. Descomposición de algunas sales (en este caso se forma un óxido básico y el otro ácido): CaCO 3 = CaO + CO 2

Los óxidos anfóteros son aquellos óxidos que tienen propiedades duales y se comportan como básicos en unas condiciones y como ácidos en otras. Los óxidos anfóteros incluyen óxidos Al 2 O 3 , ZnO y muchos otros.

Consideremos las propiedades de los óxidos anfóteros usando el ejemplo del óxido de zinc ZnO. Los óxidos anfóteros suelen corresponder a los débiles, que prácticamente no se disocian, por lo que los óxidos anfóteros no interactúan con el agua. Sin embargo, debido a su doble naturaleza, pueden reaccionar tanto con ácidos como con álcalis:
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
En esta reacción, el óxido de zinc se comporta como un básico.
óxido.
Si el óxido de zinc entra en ambiente alcalino, entonces se comporta como un óxido ácido, que corresponde al ácido H 2 ZnO 2 (la fórmula es fácil de encontrar si mentalmente agregas agua H 2 O a la fórmula del óxido de zinc). Por tanto, la ecuación para la reacción del óxido de zinc con un álcali se escribe de la siguiente manera:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
zincato de sodio (sal soluble)
ZnO + 2Na + + 2OH - = 2Na + + ZnO 2 2 - + H 2 O
Abreviado:
ZnO + 2OH - = ZnO 2 2 - + H 2 O

■ 47. ¿Qué cantidad de dióxido de carbono se producirá cuando se quemen 6 g de carbón? Si ha olvidado cómo resolver problemas de ecuaciones químicas, consulte el Apéndice 1 y luego resuelva este problema. ()
48. ¿Cuántas moléculas gramos de óxido de cobre se necesitan para reaccionar con 49 g de ácido sulfúrico? (Puede descubrir qué es una molécula de gramo y cómo utilizar este concepto en los cálculos leyendo el Apéndice 1 en la página 374).
49. ¿Cuánto ácido sulfúrico se puede obtener haciendo reaccionar moléculas de 4 gramos de anhídrido sulfúrico con agua?
50. ¿Qué volumen de oxígeno se consume para quemar 8 g de azufre? (El problema se resuelve utilizando el concepto de “volumen de una molécula-gramo de un gas”).
51. Cómo hacer transformaciones:

Escribe las ecuaciones de reacción en forma molecular y iónica total.

52. Qué óxidos se obtienen de la descomposición de los siguientes hidróxidos: CuONH. ¿Fe(OH)3, H2SiO3, Al(OH)3, H2SO3? Explique con ecuaciones de reacción.
53. ¿Con cuál de las siguientes sustancias reaccionará el óxido de bario: a) , b) , c) óxido de potasio; d) óxido de cobre, e) hidróxido de calcio; f) ácido fosfórico; g) dióxido de azufre? Escribe las fórmulas de todas las sustancias enumeradas. Cuando sea posible, escriba las ecuaciones de reacción en forma molecular, iónica completa y iónica reducida.
54. Sugiera un método para producir óxido de cobre CuO a base de sulfato de cobre, agua y sodio metálico. ()

Determinación de la naturaleza de las propiedades de los óxidos superiores mediante la tabla periódica.

elementos de D. I. Mendeleev
Sabiendo que los metales más típicos se ubican al comienzo del período, podemos predecir que los óxidos superiores de los elementos de los principales subgrupos de los grupos I y II deberían tener propiedades básicas. Alguna excepción la representa , cuyo óxido es de naturaleza anfótera. Al final del período se encuentran los no metales, cuyos óxidos superiores deben tener propiedades ácidas. Dependiendo de la posición de los elementos en la tabla periódica, los elementos correspondientes también pueden ser de naturaleza básica, ácida o anfótera. En base a esto, podemos hacer suposiciones bien fundadas sobre la composición y propiedades de los óxidos e hidróxidos de ciertos elementos.

■ 55. Escribe las fórmulas de los óxidos superiores de estroncio e indio. ¿Pueden reaccionar con ácido sulfúrico e hidróxido de sodio? Escribe las ecuaciones de reacción. ()
56. Escribe las fórmulas de hidróxidos de rubidio, bario e hidróxido de lantano.
57. ¿Cómo se desarrollan las reacciones entre hidróxido de rubidio y ácido nítrico, entre hidróxido de bario y ácido clorhídrico? Escribe las ecuaciones de reacción.
58. Sabiendo que la fórmula del óxido de selenio más alto es SeO 3, escribe las ecuaciones para las reacciones del anhídrido de selenio con hidróxido de calcio y óxido de sodio.
59. Escriba las ecuaciones para las reacciones del ácido selénico con hidróxido de rubidio, óxido de potasio, hidróxido de bario, óxido de calcio.
60. Utilizando la tabla periódica de elementos, encuentre las fórmulas del ácido telúrico (No. 52), ácido perclórico (No. 17), ácido germánico (No. 32), ácido crómico (No. 24).
61. Escribe la ecuación para la reacción entre hidróxido de rubidio y ácido de antimonio (No. 37, No. 51). ()

Además de los óxidos e hidróxidos, muchos elementos pueden formar compuestos con hidrógeno en condiciones nombre común hidruros. Las propiedades específicas de los hidruros dependen de la electronegatividad relativa del hidrógeno y del elemento con el que se combina.
Los compuestos de hidrógeno con metales típicos, como (NaH), (KH), (CaH 2), etc., se forman según el tipo de enlace iónico, y es un ion negativo y el metal es positivo. Los hidruros metálicos son sólidos, se parecen a las sales y tienen una red cristalina iónica.
Los compuestos de hidrógeno con no metales tienen moléculas más o menos polares, por ejemplo HCl, H 2 O, NH 3, etc., y son sustancias gaseosas.
Cuando se forman enlaces covalentes de elementos con hidrógeno, el número pares de electrones igual al número de electrones que faltan para completar la capa electrónica externa de estos elementos (octeto). Este número no supera 4, por lo tanto, los compuestos de hidrógeno volátiles solo pueden ser formados por elementos de los subgrupos principales de los grupos IV-VII, que tienen una electronegatividad pronunciada en comparación con el hidrógeno. La valencia de un elemento en un compuesto de hidrógeno volátil se puede calcular restando del número 8 el número del grupo en el que se encuentra el elemento.
Los elementos de los subgrupos secundarios IV-VII no forman hidruros volátiles, ya que son elementos pertenecientes a d-familia que tiene de 1 a 2 electrones en la capa exterior, lo que indica electronegatividad débil.

■ 62. Determine la valencia en compuestos volátiles de hidrógeno de los elementos silicio, fósforo, oxígeno, azufre, bromo, arsénico y cloro. ()
63. Escriba las fórmulas de los compuestos volátiles de hidrógeno de arsénico (No. 33), bromo (No. 35), carbono (No. 6), selenio (No. 34).
64. ¿Los siguientes elementos formarán compuestos volátiles con hidrógeno: a) (No. 41); b) (núm. 83); c) yodo (núm. 53); d) (núm. 56); e) (núm. 81); f) (núm. 32); g) (núm. 8); (núm. 43); i) (núm. 21); j) (Nº N); l) (núm. 51)? ()

Si es así, escribe las fórmulas correspondientes.
El mismo principio subyace a la elaboración de fórmulas para compuestos binarios, es decir, compuestos formados por dos elementos, utilizando el sistema periódico de elementos. En este caso, el elemento con menos propiedades metálicas, es decir, más electronegativo, exhibirá la misma valencia que en los compuestos volátiles de hidrógeno, y el elemento con menos electronegatividad exhibirá la misma valencia que en el óxido superior. Al escribir la fórmula de un compuesto binario, el símbolo del elemento menos electronegativo se coloca primero y el elemento más negativo se coloca en segundo lugar. Entonces, al escribir, por ejemplo, la fórmula del sulfuro de litio, determinamos que como el metal presenta una electronegatividad más baja, su valencia es la misma que en el óxido, es decir, 1, igual al número del grupo. presenta mayor electronegatividad y, por tanto, su valencia es 8-6 = 2 (el número del grupo se resta de 8). De ahí la fórmula Li 2 S.

■ 65. Según la posición de los elementos en la tabla periódica, escribe las fórmulas de los siguientes compuestos:
a) cloruro de estaño (No. 50, No. 17);
b) bromuro de indio (No. 49, No. 35);
c) yodo cadmio (No. 48, yodo No. 53);
d) nitruro de nitrógeno o litio (No. 3, No. 7);
e) fluoruro de estroncio (No. 38, No. 9);
f) sulfuro o sulfuro de cadmio (N° 48, N° 16).
g) bromuro de aluminio (No. 13, No. 35). ()

Usando la tabla periódica de elementos, puedes escribir las fórmulas de las sales de ácidos oxigenados y componer. ecuaciones químicas. Por ejemplo, para escribir la fórmula del cromato de bario, necesita encontrar la fórmula del óxido de cromo superior CrO 3, luego encontrar el ácido crómico H 2 CrO 4 y luego encontrar la valencia del bario (es igual a 2, según la número de grupo) y componen la fórmula BaCrO 4.

■ 66. Escribe las fórmulas del permanganato de calcio y del ácido rubidio arsénico.
67. Escribe las siguientes ecuaciones de reacción:
a) hidróxido de cesio + ácido perclórico;
b) hidróxido de talio + ácido fosfórico;
c) hidróxido de estroncio + ;
d) óxido de rubidio + anhídrido sulfúrico;
e) óxido de bario + anhídrido carbónico;
e) óxido de estroncio + anhídrido sulfúrico;
g) óxido de cesio + anhídrido de silicio;
h) óxido de litio + ácido fosfórico;
i) óxido de berilio + ácido arsénico;
j) óxido de rubidio + ácido crómico;
l) óxido de sodio + ácido periódico;
l) hidróxido de estroncio + sulfato de aluminio;
m) hidróxido de rubidio + cloruro de galio;
o) hidróxido de estroncio + anhídrido de arsénico;
n) hidróxido de bario + anhídrido de selenio. ()

El significado de la ley periódica. y el sistema periódico de elementos de D. I. Mendeleev en el desarrollo de la química

La tabla periódica es un sistema de elementos y toda la naturaleza viva e inanimada se compone de elementos. Por lo tanto, este no es sólo el principal ley quimica, pero también una ley fundamental de la naturaleza que tiene importancia filosófica.
El descubrimiento de la ley periódica tuvo un gran impacto en el desarrollo de la química y no ha perdido su importancia hasta el día de hoy. Utilizando el sistema periódico de elementos, D.I. Mendeleev pudo comprobar y corregir los pesos atómicos de varios elementos, por ejemplo, osmio, iridio, platino, oro, etc. Basándose en el sistema periódico, D.I. en la historia de la química, predijo con éxito el descubrimiento de nuevos elementos.
En los años 60 del siglo pasado aún no se conocían algunos elementos, como (N° 21), (N° 31), (N° 32), etc. Sin embargo, D.I. Mendeleev les dejó lugares libres en la tabla periódica, ya que estaba convencido de que estos elementos serían descubiertos y predijo sus propiedades con una precisión excepcional. Por ejemplo, las propiedades del elemento, cuya existencia predijo D.I. Mendeleev en 1871 y que llamó eca-silicio, coinciden con las propiedades del germanio, descubierto en 1885 por Winkler.
Actualmente, conociendo la estructura de los átomos y las moléculas, podemos caracterizar con más detalle las propiedades de los elementos en función de su posición en la tabla periódica según el siguiente plan.
1. La posición del elemento en la tabla de D.I. 2. La carga del núcleo atómico y el número total de electrones.
3. Número niveles de energía y la distribución de electrones en ellos.
4. Configuración electrónicaátomo. 5. Naturaleza de las propiedades (metálicas, no metálicas, etc.).
6. Mayor valencia en el óxido. La fórmula del óxido, la naturaleza de sus propiedades, ecuaciones de reacción que confirman las supuestas propiedades del óxido.

7. Hidróxido. Propiedades del hidróxido superior. Ecuaciones de reacción que confirman la naturaleza esperada de las propiedades del hidróxido.
8. Posibilidad de formación de hidruro volátil. Fórmula de hidruro. Valencia del elemento en el hidruro.
9. Posibilidad de formación de cloruros. Fórmula de cloruro. El tipo de enlace químico entre el elemento y el cloro.
Mendeleev predijo 11 elementos, y todos fueron descubiertos: en 1875 por P. Lecoq de Boisbaudran, en 1879 por L. Nilsson y P. Kleve -, en 1898 por Marie Sklodowska-Curie y Pierre - (No. 84) y ( No. 88), en 1899 por A. Debiern - (No. 89, predicho ecalantano). En 1917 O. Hahn y L. Meitner (Alemania) descubrieron (No. 91), en 1925 V. Noddack, I. Noddack y O. Berg - (No. 75), en 1937 C. Perrier y E . ) -tecnecio (No. 43), en 1939 M. Perey (Francia) - (No. 87), y en 1940 D. Corson, K. McKenzie y E. Segre (EE. UU.) - (No. 85).

Algunos de estos elementos fueron descubiertos durante la vida de D.I. Al mismo tiempo, utilizando el sistema periódico, D.I. Mendeleev comprobó los pesos atómicos de muchos elementos ya conocidos y les hizo correcciones. La verificación experimental de estas enmiendas confirmó la exactitud de D.I. El sistema periódico se completó lógicamente con el descubrimiento en 1894 por Ramsey de gases inertes, que no habían estado en el sistema periódico hasta ese año.
El descubrimiento de la ley periódica llevó a los científicos a buscar las causas de la periodicidad. Contribuyó a revelar la esencia números de serie grupos y períodos, es decir, el estudio estructura interna un átomo considerado indivisible. explicó mucho, pero al mismo tiempo presentó a los científicos una serie de problemas, cuya solución llevó al estudio estructura internaátomo, que explica las diferencias en el comportamiento de los elementos en reacciones químicas. El descubrimiento de la ley periódica creó las condiciones previas para la producción artificial de elementos.
La tabla periódica, cuyo centenario celebramos en 1969, sigue siendo objeto de estudio.
Las ideas de D.I. Mendeleev marcaron el comienzo de un nuevo período en el desarrollo de la química.

Biografía de D. I. Mendeleev

D. I. Mendeleev nació el 8 de febrero de 1834 en Tobolsk, donde su padre era el director del gimnasio. En el gimnasio de Tobolsk, donde ingresó en 1841, D. I. Mendeleev mostró un gran interés por las ciencias naturales. En 1849 ingresó en la Facultad de Ciencias y Matemáticas del Instituto Pedagógico de San Petersburgo. Después de la muerte de sus padres y su hermana, D.I. Mendeleev se quedó solo. Sin embargo, continuó su educación con gran perseverancia. En el instituto, el profesor de química A. A. Voskresensky tuvo una gran influencia sobre él. Además de la química, D.I. Mendeleev se interesó por la mecánica, la mineralogía y la botánica.
En 1855, D.I. Mendeleev se graduó del instituto con una medalla de oro y fue enviado como profesor de ciencias naturales a Simferopol, ya que los estudios intensivos en el instituto minaron su salud y los médicos recomendaron ir al sur. Luego se mudó a Odessa. Aquí, como profesor en el primer gimnasio de Odessa, trabajó en la teoría de las soluciones del "hidrato" y en tesis de maestría"Sobre volúmenes específicos". En 1856, D.I. Mendeleev aprobó brillantemente sus exámenes de maestría y defendió su tesis. La originalidad y valentía del pensamiento de esta obra despertó respuestas de admiración en la prensa y gran interés en el mundo científico.
Pronto, D.I. Mendeleev, de 23 años, se convirtió en profesor asociado y recibió el derecho a

Dar conferencias en la Universidad de San Petersburgo. En un laboratorio universitario extremadamente mal equipado, continuó su investigación, pero el trabajo en tales condiciones no pudo satisfacer al científico y, para continuarlo con mayor éxito, se vio obligado a partir hacia Alemania. Habiendo comprado los reactivos, cristalería e instrumentos necesarios, creó un laboratorio por su cuenta y comenzó a estudiar la naturaleza de los gases, las cuestiones de su conversión a estado líquido y la cohesión intermolecular de los líquidos. D.I. Mendeleev fue el primero en hablar sobre temperaturas críticas para los gases y determinó experimentalmente muchas de ellas, demostrando así que a una determinada temperatura todos los gases pueden convertirse en líquidos.
En Alemania, D.I. Mendeleev se acercó a muchos científicos rusos destacados, que también se vieron obligados a trabajar en el extranjero. Entre ellos se encontraban N. N. Beketov, A. P. Borodin, I. M. Sechenov y otros. En 1860, D. I. Mendeleev participó en la I. congreso internacional químicos en Karlsruhe.

En 1861 regresó a San Petersburgo y comenzó a impartir el curso. química orgánica en la universidad. Aquí, por primera vez, creó un libro de texto de química orgánica que refleja los últimos logros de esta ciencia. En este libro de texto, D.I. Mendeleev consideró todos los procesos desde un punto de vista puramente materialista, criticando a los "vitalistas", partidarios de los llamados vitalidad, gracias al cual, según creían, la vida existe y se forma. materia organica.
DI. Mendeleev fue el primero en llamar la atención sobre la isomería, un fenómeno en el que las sustancias orgánicas, que tienen la misma composición, tienen propiedades diferentes. Pronto este fenómeno fue explicado por A.M.
Después de defender su tesis doctoral en 1864 sobre el tema "Sobre la combinación de alcohol con agua", D. I. Mendeleev en 1865 se convirtió en profesor en el Instituto Tecnológico y la Universidad de San Petersburgo.

En 1867 recibió una invitación a Francia para organizar el pabellón ruso en la Exposición Industrial Mundial. Sus impresiones del viaje las expuso en su obra “Acerca de desarrollo moderno alguno producción química tal como se aplicó a Rusia con respecto a la Exposición Mundial de 1867”.
En este trabajo, el autor expresó muchas ideas valiosas, en particular, abordó la cuestión del mal uso de los recursos naturales en Rusia, principalmente petróleo, y la necesidad de construir plantas químicas que produzcan localmente las materias primas que Rusia importa del extranjero.

Con sus investigaciones en el campo de la teoría de la hidratación de soluciones, D.I. Mendeleev, siguiendo a Lomonosov, sentó las bases para un nuevo campo de la ciencia: la química física.
En 1867, D.I. Mendeleev fue elegido jefe del departamento. química inorgánica en la Universidad de San Petersburgo, que dirigió durante 28 años. Sus conferencias fueron extremadamente populares entre los estudiantes de todas las facultades y todos los cursos. Al mismo tiempo, D.I. Mendeleev llevó a cabo una gran labor social encaminada a fortalecer y desarrollar la ciencia rusa. Por iniciativa suya, en 1868 se fundó la Sociedad Rusa de Física y Química, a la que D.I. Mendeleev envió por primera vez su informe "Un experimento sobre un sistema de elementos basado en su peso atómico y similitud química". Este fue el famoso, sobre la base del cual D.I Mendeleev escribió su obra famosa"Fundamentos de Química".

La ley periódica y el sistema periódico de elementos permitieron a D.I. Mendeleev predecir el descubrimiento de nuevos elementos y describir sus propiedades con gran precisión. Estos elementos fueron descubiertos durante la vida de D.I Mendeleev y dieron gran fama a la ley periódica y a su descubridor.
Pero la gloria de D. I. Mendeleev y sus ideas progresistas causaron una impresión completamente diferente en los círculos reaccionarios de la Academia de Ciencias de San Petersburgo. A pesar de sus enormes servicios a la ciencia, D.I. Mendeleev no fue elegido miembro de la Academia. Esta actitud hacia el gran científico provocó una tormenta de protestas en todo el país. La Sociedad Rusa de Física y Química eligió a D.I. Mendeleev como miembro honorario. En 1890, D.I. Mendeleev tuvo que dejar su trabajo en la universidad. Sin embargo, sus actividades científicas y prácticas no se desmoronaron. Estuvo constantemente ocupado con cuestiones de desarrollo económico del país, participó en la elaboración de aranceles aduaneros y trabajó en la Cámara de Pesas y Medidas. Pero en todos sus esfuerzos, invariablemente encontró la oposición del gobierno zarista D. I. Mendeleev murió en 1907. En su persona, el mundo perdió a un científico brillante y versátil que propuso una serie de ideas que estaban destinadas a realizarse sólo en nuestro tiempo. .

D.I. Mendeleev fue un ferviente defensor del desarrollo de la industria nacional. Especialmente gran atención se dedicó al desarrollo industria petrolera. Ya entonces habló de la construcción de oleoductos y del refinado químico del petróleo. Pero los propietarios del petróleo prefirieron explotar los campos petrolíferos de forma predatoria.
Por primera vez, D. I. Mendeleev propuso la idea de la gasificación subterránea del carbón, que se desarrolló solo en nuestro tiempo, y que fue muy apreciada en 1913. V.I. Lenin, D.I. Mendeleev dedicaron varios de sus trabajos a la necesidad de crear una industria química en Rusia, pero su desarrollo solo fue posible en la época soviética: D.I. , propuso un proyecto para el desarrollo del Norte, se interesó por los problemas de la aeronáutica y el estudio capas superiores atmósfera. D.I. Mendeleev propuso un método para producir pólvora sin humo, que el gobierno zarista ignoró, pero que fue utilizado por el departamento militar estadounidense.

Comprobación de la realización de tareas y respuestas a preguntas del Cap. yo 1, 16; 61; 14; 42. 2. Diferencia de peso atómico...

1. La materia y su movimiento 2. Las sustancias y sus cambios. Materia y método de la química 3. El significado de la química. quimica en economía nacional 4. El nacimiento de la química...

Óxidos que no forman sales (indiferentes, indiferentes) CO, SiO, N 2 0, NO.

Óxidos formadores de sales:

Básico. Óxidos cuyos hidratos son bases. Óxidos metálicos con estados de oxidación +1 y +2 (con menos frecuencia +3). Ejemplos: Na 2 O - óxido de sodio, CaO - óxido de calcio, CuO - óxido de cobre (II), CoO - óxido de cobalto (II), Bi 2 O 3 - óxido de bismuto (III), Mn 2 O 3 - manganeso (III) óxido).

Anfótero. Óxidos cuyos hidratos son hidróxidos anfóteros. Óxidos metálicos con estados de oxidación +3 y +4 (con menos frecuencia +2). Ejemplos: Al 2 O 3 - óxido de aluminio, Cr 2 O 3 - óxido de cromo (III), SnO 2 - óxido de estaño (IV), MnO 2 - óxido de manganeso (IV), ZnO - óxido de zinc, BeO - óxido de berilio.

Ácido. Óxidos cuyos hidratos son ácidos que contienen oxígeno. Óxidos no metálicos. Ejemplos: P 2 O 3 - óxido de fósforo (III), CO 2 - óxido de carbono (IV), N 2 O 5 - óxido de nitrógeno (V), SO 3 - óxido de azufre (VI), Cl 2 O 7 - óxido de cloro ( VII). Óxidos metálicos con estados de oxidación +5, +6 y +7. Ejemplos: Sb 2 O 5 - óxido de antimonio (V). CrOz - óxido de cromo (VI), MnOz - óxido de manganeso (VI), Mn 2 O 7 - óxido de manganeso (VII).

Cambio en la naturaleza de los óxidos al aumentar el estado de oxidación del metal.

Propiedades físicas

Los óxidos se presentan en forma sólida, líquida y gaseosa y tienen diferentes colores. Por ejemplo: el óxido de cobre (II) CuO es negro, el óxido de calcio CaO es blanco - sólidos. El óxido de azufre (VI) SO 3 es un líquido volátil incoloro y el monóxido de carbono (IV) CO 2 es un gas incoloro en condiciones normales.

Estado fisico

CaO, CuO, Li 2 O y otros óxidos básicos; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 y otros óxidos anfóteros; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 y otros óxidos ácidos.

SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7, etc.

Gaseoso:

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

Solubilidad en agua

Soluble:

a) óxidos básicos de metales alcalinos y alcalinotérreos;

b) casi todos los óxidos ácidos (excepción: SiO 2).

Insoluble:

a) todos los demás óxidos básicos;

b) todos los óxidos anfóteros

Propiedades químicas

1. Propiedades ácido-base

Las propiedades comunes de los óxidos básicos, ácidos y anfóteros son las interacciones ácido-base, que se ilustran en el siguiente diagrama:

(solo para óxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos) (excepto SiO 2).

Los óxidos anfóteros, que tienen propiedades de óxidos tanto básicos como ácidos, interactúan con ácidos y álcalis fuertes:

2. Propiedades redox

Si un elemento tiene un estado de oxidación variable (s.o.), entonces sus óxidos con s bajo. o. puede exhibir propiedades reductoras y óxidos con alto c. o. - oxidativo.

Ejemplos de reacciones en las que los óxidos actúan como agentes reductores:

Oxidación de óxidos con baja c. o. a óxidos con alto c. o. elementos.

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

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

2norte +2o + o2 = 2norte +4o2

El monóxido de carbono (II) reduce los metales de sus óxidos y el hidrógeno del agua.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2

Ejemplos de reacciones en las que los óxidos actúan como agentes oxidantes:

Reducción de óxidos con alto o. elementos a óxidos con baja c. o. o a sustancias simples.

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

El uso de óxidos de metales poco activos para la oxidación de sustancias orgánicas.

Algunos óxidos en los que el elemento tiene un intermedio c. o., capaz de desproporcionarse;

Por ejemplo:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Métodos de obtención

1. Interacción de sustancias simples (metales y no metales) con oxígeno:

4Li + O2 = 2Li2O;

2Cu + O2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Deshidratación de bases insolubles, hidróxidos anfóteros y algunos ácidos:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

H2SO3 = SO2 + H2O

H2SiO3 = SiO2 + H2O

3. Descomposición de algunas sales:

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. Oxidación de sustancias complejas con oxígeno:

CH4 + 2O2 = CO2 + H2O

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

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

5. Reducción de ácidos oxidantes con metales y no metales:

Cu + H 2 SO 4 (conc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (conc) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

2HNO 3 (diluido) + S = H 2 SO 4 + 2NO

6. Interconversiones de óxidos durante reacciones redox (ver propiedades redox de los óxidos).