Хімічні сполуки, що складаються з кисню та будь-якого іншого елемента періодичної системи, називають оксидами. Залежно від властивостей їх класифікують на основні, амфотерні та кислотні. Характер оксидів можна визначити теоретично та практичним шляхом.
Вам знадобиться
- - періодична система;
- - лабораторний посуд;
- - Хімічні реактиви.
Інструкція
Вам необхідно добре уявляти, як змінюються властивості хімічних елементів залежно від їхнього розташування в таблиці Д.І. Менделєєва. Тому повторіть періодичний закон, електронна будоваатомів (від нього залежить ступінь окислення елементів) та інше.
Не вдаючись до практичних дій, ви можете встановити характер оксиду, використовуючи лише періодичну систему. Адже відомо, що в періодах, у напрямку зліва направо, лужні властивості оксидів змінюються на амфотерні, а потім - на кислотні. Наприклад, у III періоді оксид натрію (Na2O) виявляє основні властивості, з'єднання алюмінію з киснем (Al2O3) має амфотерний характер, а оксид хлору (ClO2) – кислотний.
Майте на увазі, в основних підгрупах лужні властивості оксидів посилюються зверху вниз, а кислотність навпаки слабшає. Так, у I групі у оксиду цезію (CsO) основність сильніша, ніж у оксиду літію (LiO). У групі V оксид азоту (III) - кислотний, а оксид вісмуту (Bi2O5) вже основний.
Інший спосіб визначення характеру оксидів. Допустимо, дана задача досвідченим шляхом довести основні, амфотерні та кислотні властивості оксиду кальцію (CaO), оксиду 5-валентного фосфору (P2O5(V)) та оксиду цинку (ZnO).
Спершу візьміть дві чисті пробірки. Зі склянок, за допомогою хімічного шпателя, насипте в одну трохи CaO, а в іншу P2O5. Потім налийте в обидва реактиви по 5-10 мл дистильованої води. Скляною паличкою заважайте до повного розчинення порошку. Опустіть шматочки лакмусового паперу в обидві пробірки. Там, де знаходиться оксид кальцію – індикатор стане синього кольорущо є доказом основного характеру досліджуваної сполуки. У пробірці з оксидом фосфору (V) папір забарвиться у червоний колір, отже, P2O5 – кислотний оксид.
Оскільки оксид цинку не розчинний у воді, для доказу його амфотерності проведіть реакції з кислотою та гідроксидом. У тому іншому випадку кристали ZnO вступлять у хімічну реакцію. Наприклад:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4-> Zn3(PO4)2? + 3H2O
Зверніть увагу
Запам'ятайте, характер властивостей оксиду залежить від валентності елемента, що входить до його складу.
Не забувайте, що ще існують так звані байдужі (несолетворні) оксиди, що не реагують на звичайних умовахні з гідроксидами, ні з кислотами. До них відносяться оксиди неметалів з валентністю I і II, наприклад: SiO, CO, NO, N2O і т.д., але зустрічаються і "металеві": MnO2 та деякі інші.
Інструкція
Вам необхідно добре уявляти, як змінюються властивості хімічних елементів залежно від їхнього розташування в таблиці Д.І. Менделєєва. Тому повторіть електронну будову атомів (від нього залежить ступінь окислення елементів) та інше.
Не вдаючись до практичних дій, ви можете встановити характер оксиду, використовуючи лише періодичну систему. Адже відомо, що в періодах, у напрямку зліва направо, лужні властивості оксидів змінюються на амфотерні, а потім - на кислотні. Наприклад, у III періоді оксид натрію (Na2O) основні властивості, з'єднання алюмінію з киснем (Al2O3) має характер, а оксид хлору (ClO2) – .
Майте на увазі, в основних підгрупах лужні властивості оксидів посилюються зверху вниз, а кислотність навпаки слабшає. Так, у I групі у оксиду цезію (CsO) основність сильніша, ніж у оксиду літію (LiO). У V групі оксид азоту (III) – кислотний, а оксид (Bi2O5) вже основний.
Спершу візьміть дві чисті пробірки. Зі склянок, за допомогою хімічного шпателя, насипте в одну трохи CaO, а в іншу P2O5. Потім налийте в обидва реактиви по 5-10 мл дистильованої води. Скляною паличкою заважайте до повного розчинення порошку. Опустіть шматочки лакмусового паперу в обидві пробірки. Там – індикатор стане синього кольору, що є доказом основного характеру досліджуваного з'єднання. У пробірці з оксидом фосфору (V) папір забарвиться у червоний колір, отже, P2O5 – .
Оскільки оксид цинку не розчинний у воді, для доказу його амфотерності проведіть реакції з кислотою та гідроксидом. У тому іншому випадку кристали ZnO вступлять у хімічну реакцію. Наприклад:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4→ Zn3(PO4)2↓ + 3H2O
Зверніть увагу
Запам'ятайте, характер властивостей оксиду залежить від валентності елемента, що входить до його складу.
Корисна порада
Не забувайте, що ще існують так звані байдужі (несолетворні) оксиди, що не реагують у звичайних умовах ні з гідроксидами, ні з кислотами. До них відносяться оксиди неметалів з валентністю I і II, наприклад: SiO, CO, NO, N2O і т.д., але зустрічаються і "металеві": MnO2 та деякі інші.
Джерела:
- основний характер оксидів
Оксид кальцію- це звичайне негашене вапно. Але, незважаючи на таку нехитру природу, ця речовина дуже широко використовується в господарській діяльності. Від будівництва, як основа для вапняного цементу, до кулінарії, як харчової добавки E-529, оксид кальціюзнаходить застосування. І в промислових та в домашніх умовах можна отримати оксид кальціюз карбонату кальціюреакцією термічного розкладання.
Вам знадобиться
- Карбонат кальцію у вигляді вапняку або крейди. Керамічний тигель для відпалу. Пропанова або ацетиленова пальник.
Інструкція
Підготуйте тигель для відпалу карбонату. Міцно встановіть його на вогнетривких підставках або спеціальних пристроях. Тигель має бути міцно встановлений і, при можливості, закріплений.
Подрібніть карбонат кальцію. Подрібнення необхідно зробити для кращої теплопередачі всередині. Не обов'язково подрібнювати вапняк або крейду в пилюку. Достатньо зробити грубе неоднорідне подрібнення.
Наповніть тигель для відпалу подрібненим карбонатом кальцію. Не заповнювати тигель повністю, оскільки при виділенні вуглекислого газу частина речовини може бути викинута назовні. Заповніть тигель приблизно на третину або менше.
Приступіть до нагрівання тигля. Добре встановіть та закріпіть його. Здійсніть плавне прогрівання тигля з різних боків, щоб уникнути його руйнування внаслідок нерівномірного термічного розширення. Продовжуйте нагрівати тигель на газовому пальнику. Через деяке почнеться термічний розпад карбонату кальцію.
Дочекайтесь повного проходженнятермічного розпаду. Під час реакції верхні шари речовини в тиглі можуть погано прогріватися. Їх можна кілька разів перемішати сталевою лопаткою.
Відео на тему
Зверніть увагу
Будьте обережні при роботі з газовим пальником та нагрітим тиглем. При проходженні реакції тигель буде нагрітий до температури вище 1200 градусів за Цельсієм.
Корисна порада
Замість спроб власноручного виробництва великих кількостей оксиду кальцію (наприклад, для подальшого одержання вапняного цементу), краще купити готовий продукт на спеціалізованих торгових майданчиках.
Джерела:
- Запишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна
Відповідно до загальноприйнятих поглядів, кислоти - це складні речовини, що складаються з одного або кількох атомів водню, здатних заміщатися на атоми металів та кислотних залишків. Вони поділяються на безкисневі та кисневмісні, одноосновні та багатоосновні, сильні, слабкі і т.д. Як визначити, чи має та чи інша речовина кислотні властивості?
Вам знадобиться
- - індикаторний папір або розчин лакмусу;
- - соляна кислота (краще розбавлена);
- - порошок вуглекислого натрію (соди кальцинованої);
- - трохи азотнокислого срібла у розчині;
- - Плоскодонні колби або лабораторні склянки.
Інструкція
Перший та найпростіший тест – випробування за допомогою індикаторного лакмусового паперу або розчину лакмусу. Якщо паперова смужка або розчин має рожевий відтінок, значить, у досліджуваній речовині є водневі іони, а це вірна ознака кислоти. Легко можна зрозуміти, що чим інтенсивніше забарвлення (аж до червоно-бордового), тим кислота.
Є багато інших способів перевірки. Наприклад, перед вами поставлене завдання визначити, чи є прозора рідина соляною кислотою. Як це зробити? Вам відома реакція на хлорид-іон. Він виявляється шляхом додавання навіть найменших кількостей розчину ляпісу – AgNO3.
Відлийте в окрему ємність трохи досліджуваної рідини і крапніть трохи розчину ляпісу. При цьому миттєво випаде «творожистий» білий осад нерозчинного хлориду срібла. Тобто хлорид-іон у складі молекули речовини точно є. Але, можливо, це все-таки не , а розчин якоїсь солі, що містить хлор? Наприклад, хлориду натрію?
Згадайте ще одну властивість кислот. Сильні кислоти (а до них, безумовно, відноситься і соляна) можуть витісняти слабкі кислоти з них. Помістіть у колбу або лабораторну склянку трохи порошку соди - Na2CO3 і потихеньку приливайте рідину, що досліджується. Якщо відразу ж пролунає шипіння і порошок буквально «закипить» – жодних сумнівів вже не залишиться – це соляна кислота.
Чому? Тому що така реакція: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3. Утворилася вугільна кислота, яка настільки слабка, що миттєво розкладається на воду та вуглекислий газ. Ось його бульбашки і викликали це «вирування і шипіння».
Відео на тему
Зверніть увагу
Соляна кислота, навіть розбавлена – їдка речовина! Пам'ятайте про техніку безпеки.
Корисна порада
Вдаватися до смакових тестів (якщо мовою кисло, отже, кислота є) в жодному разі треба. Як мінімум це може бути дуже небезпечно! Адже багато кислот виключно їдкі.
Джерела:
- як змінюються кислотні властивості у 2019
Фосфор – хімічний елемент, що має 15-й порядковий номер у Таблиці Менделєєва. Він розташований у її V групі. Класичний неметал, відкритий алхіміком Брандом 1669-го року. Існує три основні модифікації фосфору: червоний (що входить до складу суміші для розпалу сірників), білий та чорний. При дуже високих тисках(близько 8,3*10^10Па) чорний фосфор перетворюється на інший алотропическое стан («металевий фосфор») і починає проводити струм. фосфору у різних речовинах?
Інструкція
Згадайте ступінь . Це величина, що відповідає заряду іона в молекулі, за умови, що електронні пари, що здійснюють зв'язок, зміщені у бік більш негативного елемента (розташованого в Таблиці Менделєєва правіше і вище).
Потрібно також знати головну умову: сума електричних зарядіввсіх іонів, що входять до складу молекули, з урахуванням коефіцієнтів завжди повинна дорівнювати нулю.
Ступінь окислення далеко не завжди кількісно збігається із валентністю. Найкращий приклад- Вуглець, який в органічних завжди має , рівну 4, а ступінь окислення може бути рівною і -4, і 0, і +2, і +4.
Який ступінь окиснення в молекулі фосфіну PH3, наприклад? З огляду на все дати це питання дуже легко. Оскільки водень – перший елемент у Таблиці Менделєєва, він за визначенням може розташовуватися там «правіше і вище», ніж . Отже, саме фосфор притягне електрони водню.
Кожен атом водню, втративши електрон, перетвориться на позитивно заряджений іон окислення +1. Отже, сумарний заряд позитивний дорівнює +3. Отже, з урахуванням правила, що свідчить, що сумарний заряд молекули дорівнює нулю, ступінь окислення фосфору в молекулі фосфіну дорівнює -3.
Ну, а який ступінь окиснення фосфору в оксиді P2O5? Візьміть Таблицю Менделєєва. Кисень розташований у VI групі, правіше за фосфор, і до того ж вище, отже, він однозначно більш негативний. Тобто ступінь окислення кисню у цій сполукі буде зі знаком «мінус», а фосфору – зі знаком «плюс». Які ж ці ступені, щоб молекула загалом була нейтральна? Легко можна побачити, що найменше загальне кратне для чисел 2 та 5 – це 10. Отже, ступінь окиснення кисню -2, а фосфору +5.
Відео на тему
Сьогодні ми починаємо знайомство з найважливішими класами неорганічних сполук. Неорганічні речовини за складом поділяються, як ви знаєте, на прості і складні.
|
ОКСІД |
КИСЛОТА |
ПІДСТАВА |
СІЛЬ |
|
Е х О у |
НnA А – кислотний залишок |
Ме(ВІН)b ВІН – гідроксильна група |
Me n A b |
Складні неорганічні речовини поділяють на чотири класи: оксиди, кислоти, основи, солі. Ми починаємо з класу оксидів.
ОКСИДИ
Оксиди
- це складні речовини, що складаються з двох хімічних елементів, один з яких кисень, з валентністю 2. Лише один хімічний елемент - фтор, з'єднуючись з киснем, утворює не оксид, а фторид кисню OF 2 .
Називаються вони просто – "оксид + назва елемента" (див. таблицю). Якщо валентність хімічного елементазмінна, то вказується римською цифрою, укладеною в круглі дужки після назви хімічного елемента.
|
Формула |
Назва |
Формула |
Назва |
|
оксид вуглецю (II) |
Fe 2 O 3 |
оксид заліза (III) |
|
|
оксид азоту (II) |
CrO 3 |
оксид хрому (VI) |
|
|
Al 2 O 3 |
оксид алюмінію |
оксид цинку |
|
|
N 2 O 5 |
оксид азоту (V) |
Mn 2 O 7 |
оксид марганцю (VII) |
Класифікація оксидів
Всі оксиди можна розділити на дві групи: солеутворюючі (основні, кислотні, амфотерні) та несолетворні або байдужі.
|
Оксиди металів Ме х О у |
Оксиди неметалів неме х О у |
|||
|
Основні |
Кислотні |
Амфотерні |
Кислотні |
байдужі |
|
I, II Ме |
V-VII Me |
ZnO,BeO,Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 |
> II ні |
I, II ні CO, NO, N 2 O |
1). Основні оксиди– це оксиди, яким відповідають основи. До основних оксидів відносяться оксиди металів 1 та 2 груп, а також металів побічних підгруп з валентністю I і II (крім ZnO - оксид цинку та BeO – оксид берилію):
2). Кислотні оксиди- Це оксиди, яким відповідають кислоти. До кислотних оксидів відносяться оксиди неметалів (крім несолетворних – байдужих), а також оксиди металів побічних підгруп з валентністю від V до VII (Наприклад, CrO 3 -оксид хрому (VI), Mn 2 O 7 - оксид марганцю (VII)):
3). Амфотерні оксиди– це оксиди, яким відповідають основи та кислоти. До них відносяться оксиди металів головних та побічних підгруп з валентністю III , іноді IV , а також цинк та берилій (Наприклад, BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3).
4). Несолетворні оксиди– це оксиди байдужі до кислот та основ. До них відносяться оксиди неметалів з валентністю I і II (Наприклад, N 2 O, NO, CO).
Висновок: характер властивостей оксидів насамперед залежить від валентності елемента.
Наприклад, оксиди хрому:
CrO (II- Основний);
Cr 2 O 3 (III- Амфотерний);
CrO 3 (VII- Кислотний).
Класифікація оксидів
(за розчинністю у воді)
|
Кислотні оксиди |
Основні оксиди |
Амфотерні оксиди |
|
Розчинні у воді. Виняток – SiO 2 (Не розчинний у воді) |
У воді розчиняються тільки оксиди лужних та лужноземельних металів (це метали І «А» та ІІ «А» груп, виняток Be , Mg ) |
Із водою не взаємодіють. У воді не розчиняються |
Виконайте завдання:
1. Випишіть окремо хімічні формули солеутворювальних кислотних та основних оксидів.
NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 CaO, CO.
2. Дані речовини : 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
Одержання оксидів
Тренажер "Взаємодія кисню із простими речовинами"
|
1. Горіння речовин (Окислення киснем) |
а) простих речовин Тренажер |
2Mg +O 2 =2MgO |
|
б) складних речовин |
2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 |
|
|
2.Розкладання складних речовин (використовуйте таблицю кислот, див. додатки) |
а) солей СІЛЬt= ОСНОВНИЙ ОКСИД+КИСЛОТНИЙ ОКСИД |
СаCO 3 = CaO+CO 2 |
|
б) Нерозчинних основ Ме(ВІН)bt= Me x O y+ H 2 O |
Cu (OH) 2 t = CuO + H 2 O |
|
|
в) кисневмісних кислот НnA =КИСЛОТНИЙ ОКСИД + H 2 O |
H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2 |
Фізичні властивості оксидів
При кімнатній температурі більшість оксидів - тверді речовини (СаО, Fe 2 O 3 та ін), деякі - рідини (Н 2 Про, Сl 2 Про 7 та ін) та гази (NO, SO 2 та ін).
Хімічні властивості оксидів
|
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ОСНОВНИХ ОКСИДІВ 1. Основний оксид + Кислотний оксид = Сіль (р. з'єднання) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Основний оксид + Кислота = Сіль + Н 2 О (р. обміну) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основний оксид + вода = луг (р. з'єднання) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH |
|
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСЛОТНИХ ОКСИДІВ 1. Кислотний оксид + Вода = Кислота (р. з'єднання) З O 2 + H 2 O = H 2 CO 3 , SiO 2 - не реагує 2. Кислотний оксид + Основа = Сіль + Н 2 О (р. обміну) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основний оксид + Кислотний оксид = Сіль (р. з'єднання) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Менш леткі витісняють летючі їх солей CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 |
|
ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ АМФОТЕРНИХ ОКСИДІВ Взаємодіють як із кислотами, і з лугами. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [ Zn (OH ) 4 ] (у розчині) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при сплавленні) |
Застосування оксидів
Деякі оксиди не розчиняються у воді, але багато хто вступає з водою в реакції сполуки:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
CaO + H 2 O = Ca( OH) 2
В результаті часто виходять дуже потрібні та корисні сполуки. Наприклад, H 2 SO 4 - сірчана кислота, Са(ОН) 2 - гашене вапно і т.д.
Якщо оксиди нерозчинні у воді, то люди вміло використовують і це їхня властивість. Наприклад, оксид цинку ZnO – речовина білого кольорутому використовується для приготування білої олійної фарби(цинкові білила). Оскільки ZnO практично не розчиняється у воді, то цинковими білилами можна фарбувати будь-які поверхні, у тому числі й ті, що піддаються впливу атмосферних опадів. Нерозчинність та неотруйність дозволяють використовувати цей оксид при виготовленні косметичних кремів, пудри. Фармацевти роблять з нього в'яжучий і порошок, що підсушує, для зовнішнього застосування.
Такі ж цінні властивості має оксид титану (IV) – TiO 2 . Він також має гарний білий колір і застосовується для виготовлення титанових білил. TiO 2 не розчиняється у воді, а й у кислотах, тому покриття з цього оксиду особливо стійкі. Цей оксид додають до пластмаси для надання їй білого кольору. Він входить до складу емалей для металевого та керамічного посуду.
Оксид хрому (III) – Cr 2 O 3 – дуже міцні кристали темно-зеленого кольору, які не розчиняються у воді. Cr 2 O 3 використовують як пігмент (фарбу) при виготовленні декоративного зеленого скла та кераміки. Відома багатьом паста ГОІ (скорочення від найменування "Державний оптичний інститут") застосовується для шліфування та полірування оптики, металевих виробів у ювелірній справі.
Завдяки нерозчинності та міцності оксиду хрому (III) його використовують і в поліграфічних фарбах (наприклад, для фарбування грошових купюр). Взагалі, оксиди багатьох металів застосовуються як пігменти для найрізноманітніших фарб, хоча це далеко не єдине їх застосування.
Завдання для закріплення
1. Випишіть окремо хімічні формули солеутворювальних кислотних та основних оксидів.
NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 CaO, CO.
2. Дані речовини : 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
Виберіть із переліку: основні оксиди, кислотні оксиди, байдужі оксиди, амфотерні оксиди та дайте їм назви.
3. Закінчіть УХР, вкажіть тип реакції, назвіть продукти реакції
Na 2 O + H 2 O =
N 2 O 5 + H 2 O =
CaO + HNO 3 =
NaOH + P 2 O 5 =
K 2 O + CO 2 =
Cu(OH) 2 =? +?
4. Здійсніть перетворення за схемою:
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
Окисами (оксидами) називаються хімічні сполуки, Що складаються з двох елементів, одним з яких є .
Несолетворні називаються так тому, що при хімічних реакціяхз іншими речовинами не утворюють солей. До них відноситься Н 2 Про, окис вуглецю, оксид азоту NО. Серед солеутворюючих оксидів розрізняють основні, кислотні та амфотерні (табл. 2).
Основниминазиваються , яким відповідають , які стосуються класу підстав. Основні , реагуючи з кислотами, утворюють сіль та воду.
Основні оксиди - це оксиди металів. Їх характерний іонний тип хімічного зв'язку. У металів, що входять до складу основних оксидів, буває не вище 3. Типовими прикладамиОсновними оксидами є окис кальцію СаО, окис барію ВаО, окис міді CuO, окис заліза Fe 2 Про 8 і т.д.
Назви основних оксидів порівняно прості. Якщо метал, що входить до складу основного оксиду, має постійну , його оксид називається окисом, наприклад окис натрію Na 2 О, окис калію К 2 О, окис магнію MgO і т. д. Якщо ж метал має змінну , оксид, в якому він виявляє вищу валентність, називається оксидом, а оксид, в якому він виявляє нижчу валентність, називається закисом, наприклад Fe 2 O 3 - окис заліза, FeO - закис заліза, CuO - окис міді, Cu 2 Про - закис міді.
Запишіть у зошит визначення оксидів.
Кислотними називаються оксиди, яким відповідають кислоти і які, реагуючи з основами, утворюють сіль та воду.
Кислотні оксиди- це головним чином оксиди неметалів. Їхні молекули побудовані за ковалентним типом зв'язку. Валентність неметалів в оксидах, як правило, дорівнює 3 або вище. Типовими прикладами кислотних оксидів є двоокис сірки SO 2 двоокис вуглецю СО 2 сірчаний ангідрид SO 3 .
В основу назви кислотного оксиду часто кладеться число атомів кисню в його молекулі, наприклад, СО 2 -двоокис вуглецю, SО 3 - триокис сірки тощо. СО 2 - вугільний ангідрид, SО 3 - сірчаний ангідрид, Р 2 Про 5 - фосфорний ангідрид і т. д. Пояснення цим назв ви знайдете при вивченні властивостей оксидів.
за сучасної системиназв всі оксиди називають єдиним словом «оксид», а якщо елемент може мати різні значеннявалентності, вони вказуються римською цифрою поряд у дужках. Наприклад, Fe 2 Про 3 - оксид заліза (III), SО 3 - (VI).
Користуючись періодичною системою, зручно визначати характер вищого оксиду елемента. Можна з упевненістю сказати, наприклад, що вищі окисли елементів головних підгруп I і II груп є типовими основними окислами, оскільки ці елементи - типові. Вищі оксиди елементів головних підгруп V, VI, VII груп - типові кислотні оксиди, оскільки елементи, що їх утворюють, є неметалами:
Нерідко буває так, що розташовані в IV-VII групі, утворюють вищі оксиди кислотного характеру, наприклад і утворюють вищі оксиди Мn 2 O 7 і СrO 3 які є кислотними і відповідно називаються марганцовий і хромовий ангідрид.
■ 46. Вкажіть серед наведених нижче речовин ті, що є оксидами: CaO; FeCO 3; NaNO 3; SiO 2; З 2; (ВІН) 2 ; Р 2 Про 5; H 2 CO 3; PbO; HNO 3; FeO; SO 3; MgCO 3; MnO; CuO; Na 2 O; V 2 Про 6; Ti02. До якої групи оксидів вони належать? Назвіть наведені окисли за сучасною системою. ()
Хімічні властивості оксидів
Незважаючи на те, що молекули багатьох оксидів побудовані за іонним типом, вони не є електролітами, тому що у воді не розчиняються в тому сенсі, в якому ми розуміємо розчинення. Деякі їх можуть лише взаємодіяти з водою, утворюючи розчинні продукти. Але тоді дисоціюють вже не окисли, а продукти їхньої взаємодії з водою. Таким чином, електролітичної дисоціації окисли не піддаються. Зате при плавленні вони можуть зазнавати термічної дисоціації -розпаду на іони в розплаві.
Найбільш зручно розглядати спочатку властивості основних та кислотних оксидів.
Всі основні оксиди - тверді, не мають запаху, можуть мати різне забарвлення: окис магнію - білий, окис заліза - іржаво-бурий, окис міді - чорний.
за фізичним властивостямсеред кислотних оксидів зустрічаються тверді (двоокис кремнію SiO 2 фосфорний ангідрид Р 2 O 5 сірчаний ангідрид SO 3), газоподібні (двоокис сірки SO 2 двоокис вуглецю СO 2). Іноді ангідриди мають забарвлення та запах.
за хімічним властивостямосновні та кислотні оксиди сильно відрізняються один від одного. Розглядаючи їх, ми будемо постійно проводити паралель між основними та кислотними оксидами.
|
Основні оксиди |
Кислотні оксиди |
|
1. Основні та кислотні оксиди можуть вступати в реакцію з водою |
|
|
СаО + Н 2 O = Са(ОН) 2 СаО + Н 2 O = Са 2+ + 2OН - При цьому основні оксиди утворюють луги (підстави). Ця властивість пояснює формулювання визначення, що основним оксидам відповідають підстави. Безпосередньо в реакцію з'єднання з водою вступають в повному обсязі основні оксиди, лише оксиди найактивніших металів (натрію, калію, кальцію, барію тощо. буд.). |
SО 3 + Н 2 О = H 2 SО 4 SО 3 + Н2О = 2Н + + SO 2 4 - Кислотні окис при реакції з водою утворюють кислоти. Ця властивість пояснює назву «ангідрид» (кислота, позбавлена води). Крім того, ця властивість пояснює формулювання визначення, що кислотним окислам відповідають кислоти. Але не всі кислотні оксиди можуть вступати безпосередньо в реакцію з водою. Двоокис кремнію SiО 2 та деякі інші з водою не реагують. |
|
2. Основні оксиди взаємодіють із кислотами, утворюючи сіль та воду: CuO + H2SO 4 = CuSO 4 + H 2 O CuO + 2H + SO 2 4 - = Cu 2+ + SO 2 4 - + H 2 O Скорочено CuO +2H + = Cu 2+ + H 2 O |
|
|
3. Основні та кислотні оксиди можуть між собою: СаО + SiO 2 = CaSiО 3 при сплавленні |
|
|
Отримання оксидів |
|
|
1.Окисленням неметалів киснем S + O2 = SO 2 |
|
|
2. Розкладанням підстав: Cu(OH) 2 = CuO + Н 2 O |
2. Розкладанням кислот: Н 2 СО 3 = Н 2 O + СО 2 |
|
3. Розкладанням деяких солей (при цьому утворюється один основний оксид, а інший кислотний): СаСО 3 = СаО + СО 2 |
|
Амфотерними називаються такі оксиди, які мають двоїстими властивостями і поводяться в одних умовах як основні, а в інших як кислотні. До амфотерних оксидів відносяться оксиди Al 2 O 3 ZnO і багато інших.
Розглянемо властивості амфотерних оксидів з прикладу окису цинку ZnO. Амфотерним оксидам зазвичай відповідають слабкі, які практично не дисоціюють, тому амфотерні оксиди з водою не взаємодіють. Однак відповідно до їх двоїстої природи вони можуть вступати в реакцію як з кислотами так і лугами:
ZnO + H 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О
ZnO + 2Н + + SO 2 4 - = Zn 2+ + SO 2 4 - + H2О
ZnO + 2H + = Zn 2+ + H 2 O
У цій реакції окис цинку поводиться як основний
оксид.
Якщо ж окис цинку потрапляє у лужне середовище, то вона поводиться як кислотний окис, якому відповідає кислота H 2 ZnО 2 (формулу легко знайти, якщо подумки до формули окису цинку додати воду H 2 О). Тому рівняння реакції окису цинку лугом записується так:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + Н 2 О
цинкат натрію (розчинна сіль)
ZnO + 2Na + + 2ОН - = 2Na + + ZnO 2 2 - + Н 2 О
Скорочено:
ZnO + 2ОН - = ZnO 2 2 - + Н 2 О
■ 47. Яка кількість двоокису вуглецю вийде при спалюванні 6 г вугілля? Якщо Ви забули, як розв'язуються завдання щодо хімічних рівнянь, зверніться до додатка 1, а потім вирішіть це завдання. ()
48. Скільки грам-молекул окису міді потрібно для реакції з 49 г сірчаної кислоти? (Про те, що таке грам-молекула і як користуватися цим поняттям при розрахунках, ви можете дізнатися, прочитавши додаток 1 на стор. 374).
49. Скільки сірчаної кислоти можна отримати при взаємодії 4 г молекул сірчаного ангідриду з водою?
50. Який обсяг кисню витрачається на спалювання 8 г сірки? (Завдання вирішується з використанням поняття «обсяг грам-молекули газу»).
51. Як здійснити перетворення:
Напишіть рівняння реакцій у молекулярній та повній іонній формі.
52. Які оксиди утворюються при розкладанні наступного гідроксиду: СуОН. Fе(ОН)3, H2SiO3, Аl(ОН)3, H2SO3? Поясніть рівняння реакцій.
53. З якими з перерахованих речовин реагуватиме окис барію: а), б), в) окис калію; г) окис міді; д) гідроокис кальцію; е) фосфорна кислота; ж) двоокис сірки? Напишіть формули всіх перелічених речовин. Там, де можливо, напишіть рівняння реакцій у молекулярній, повній іонній та скороченій іонній формі.
54. Запропонуйте спосіб одержання окису міді CuO, виходячи з сульфату міді, води та металевого натрію. ()
Визначення характеру властивостей вищих оксидів за допомогою періодичної системи
елементів Д. І. Менделєєва
Знаючи, що на початку періоду розташовуються найбільш типові метали, можна передбачити, що вищі оксиди елементів головних підгруп I і II груп повинні мати основні властивості. Деякий виняток представляє , оксид якого носить амфотер-ний характер. Наприкінці періоду розташовуються неметали, вищі оксиди яких повинні мати кислотні властивості. Відповідні їм залежно від становища елементів у періодичної системі також можуть мати основний, кислотний чи амфотер-ний характер. Виходячи з цього, ми можемо будувати цілком обґрунтовані припущення про склад та властивості оксидів та гідроксидів тих чи інших елементів.
■ 55. Напишіть формули вищих оксидів стронцію, індію. Чи можуть вони вступати в реакцію із сірчаною кислотою, з їдким натром? Напишіть рівняння реакцій. ()
56. Напишіть формули гідроксиду рубідії, барію, лантану.
57. Як протікають реакції між гідроокисом рубідія та азотною кислотою, між гідроокисом барію та соляною кислотою? Напишіть рівняння реакцій.
58. Знаючи, що формула вищого оксиду селену SeO 3 напишіть рівняння реакцій селенового ангідриду з гідроксидом кальцію, з окисом натрію.
59. Напишіть рівняння реакцій селенової кислоти з гідроокисом рубідії, окисом калію, гідроокисом барію, окисом кальцію.
60. Користуючись періодичною системою елементів, знайдіть формули телурової кислоти (№ 52), хлорної кислоти (№ 17), германієвої кислоти (№ 32), хромової кислоти (№ 24).
61. Напишіть рівняння реакції між гідроокисом рубідії та сурм'яною кислотою (№ 37, № 51). ()
Крім оксидів і гідроксидів, багато елементів можуть утворювати сполуки з воднем під загальною назвоюгідриди. Особливості властивостей гідридів залежать від порівняльної електронегативності водню і елемента, з яким він з'єднується.
Сполуки водню з типовими металами, такими як (NaH), (КН), (СаН 2) тощо, утворені за типом іонного зв'язку, причому є негативним іоном, а метал - позитивним. Гідриди металів - тверді, нагадують солі, мають іонну кристалічну решітку.
З'єднання водню з неметалами мають більш менш полярні молекули, наприклад НСl, Н 2 O, NH 3 і т. п., і є речовинами газоподібними.
При утворенні ковалентних зв'язків елементів з воднем електронних пардорівнює числу електронів, які відсутні до завершення зовнішнього електронного шару цих елементів (октету). Це число не перевищує 4, тому леткі водневі сполуки можуть утворювати лише елементи головних підгруп IV-VII груп, що мають добре виражену електронегативність порівняно з воднем. Обчислити валентність елемента летючому водневому з'єднанні можна, віднімаючи з числа 8 номер групи, в якій знаходиться елемент.
Елементи побічних підгруп IV-VII груп летких гідридів не утворюють, оскільки це елементи, що належать до d-родині, що мають на зовнішньому шарі 1 - 2 електрона, що свідчить про слабку електронегативність
■ 62. Визначте валентність у летючих водневих сполуках елементів кремнію, фосфору, кисню, сірки, брому, миш'яку, хлору. ()
63. Напишіть формули летючих водневих сполук миш'яку (№ 33), брому (№ 35), вуглецю (№ 6), селену (№ 34).
64. Чи утворюватимуть леткі сполуки з воднем наведені нижче елементи: а) (№ 41); б) (№ 83); в) йод (№ 53); г) (№56); д) (№ 81); е) (№ 32); ж) (№ 8); (№ 43); і) (№ 21); к) (№ Н); л) (№ 51)? ()
Якщо буде, напишіть відповідні формули.
Той самий принцип є основою складання з допомогою періодичної системи елементів формул бінарних сполук, т. е. сполук, які з двох елементів. У цьому випадку елемент з найменшою металевістю властивостей, тобто більш електронегативний, виявлятиме таку ж валентність, як у летючих водневих сполуках, а елемент, що володіє меншою електронегативністю, виявить валентність таку ж, як у вищому оксиді. При написанні формули бінарної сполуки перше місце ставиться символ менш електронегативного елемента, але в друге - більш негативного. Так, при написанні, наприклад, формули сульфіду літію визначаємо, що як метал виявляє меншу електронегативність, його валентність така сама, як в оксиді, тобто 1, дорівнює номеру групи. виявляє велику електронегативність і, отже, її валентність 8-6=2 (з 8 віднімається номер групи). Звідси формула Li2S.
■ 65. Виходячи з положення елементів у періодичній системі, напишіть формули наступних сполук:
а) хлорид олова (№ 50, № 17);
б) бромід індію (№ 49, № 35);
в) йод ід кадмію (№ 48, йод № 53);
г) азотистий або нітрид літію (№ 3, № 7);
д) фторид стронцію (№ 38, № 9);
е) сірчистий, або сульфід кадмію (№48, №16).
ж) бромід алюмінію (№ 13, № 35). ()
Користуючись періодичною системою елементів, можна писати формули солей кисневих кислот та складати хімічні рівняння. Наприклад, щоб написати формулу хромовокислого барію, потрібно знайти формулу вищого оксиду хрому СrО 3 потім знайти хромову кислоту H 2 CrO 4 після чого знайти валентність барію (вона дорівнює 2 - за номером групи) і скласти формулу ВаСrO 4 .
■ 66. Напишіть формули марганцевокислого кальцію, миш'яково-кислої рубідії.
67. Напишіть наступні рівняння реакцій:
а) гідроксид цезію + хлорна кислота;
б) гідроокис талію + фосфорна кислота;
в) гідроксид стронцію +;
г) окис рубідія + сірчаний ангідрид;
д) окис барію + вугільний ангідрид;
е) окис стронцію + сірчаний ангідрид;
ж) окис цезію + кремнієвий ангідрид;
з) окис літію + фосфорна кислота;
і) окис берилію + миш'якова кислота;
к) окис рубідія + хромова кислота;
л) окис натрію + йодна кислота;
м) гідроксид стронцію + сульфат алюмінію;
н) гідроксид рубідія + хлорид галію;
о) гідроксид стронцію + миш'яковий ангідрид;
п) гідроксид барію + селеновий ангідрид. ()
Значення періодичного законута періодичної системи елементів Д. І. Менделєєва у розвитку хімії
Періодична система - це система елементів, та якщо з елементів складається вся жива і нежива природа. Отже, - це не лише основний хімічний закон, а й основний закон природи, що має філософське значення.
Відкриття періодичного-закону вплинуло на розвиток хімії і не втратило значення до цього дня. За допомогою періодичної системи елементів Д. І. Менделєєву вдалося перевірити та виправити атомні ваги ряду елементів, наприклад осмію, іридію, платини, золота та ін. Грунтуючись на періодичній системі, Д. І. Менделєєв вперше в історії хімії успішно передбачив відкриття нових елементів.
У 60-х роках минулого століття деякі елементи, такі як (№ 21), (№ 31), (№ 32) та ін, ще не були відомі. Проте Д. І. Менделєєв залишив їм вільні місця у періодичної системі, оскільки був переконаний, що це елементи будуть відкриті, і передбачив їх властивості виняткової точністю. Наприклад, властивості елемента, існування якого Д. І. Менделєєв передбачив у 1871 р. і який був ним названий екасилицієм, збігаються з властивостями германію, відкритого у 1885 р. Вінклером.
Нині, знаючи будову атомів і молекул, ми можемо докладніше характеризувати властивості елементів виходячи з їх становища у періодичної системі за наступним планом.
1. Положення елемента таблиці Д. І. Менделєєва. 2. Заряд ядра атома та загальна кількість електронів.
3. Число енергетичних рівнівта розподіл електронів на них.
4. Електронна конфігураціяатома. 5. Характер властивостей (металеві, неметалічні тощо).
6. Вища валентність в окислі. Формула оксиду, характер його властивостей, рівняння реакцій, що підтверджують, передбачаєш властивості оксиду.
7. Гідроокис. Властивості вищого гідроксиду. Рівняння реакцій, що підтверджують передбачуваний характер властивостей гідроксиду.
8. Можливість утворення летючого гідриду. Формула гідриду. Валентність елемента у гідриді.
9. Можливість утворення хлориду. Формула хлориду. Тип хімічного зв'язку елемент з хлором.
Менделєєв передбачив 11 елементів, і всі вони були відкриті: в 1875 р. П. Лекоком де Буабодраном був відкритий, в 1879 р. Л. Нільсоном і П. Клеве -, в 1898 р. Марією Склодовською-Кюрі та П'єром - (№ 84 ) та (№ 88), в 1899 р. А. Деб'єр-ном - (№ 89, передбачений екалантан). У 1917 р. О. Ган та Л. Майтнер (Німеччина) відкрили (№ 91), у 1925 р. В. Ноддак, І. Ноддак та О. Берг - (№ 75), у 1937 р. К. Пер'є та Е . Сегре (Італія) -технецій (№ 43), в 1939 р. М. Перей (Франція) - (№ 87), а в 1940 р. Д. Корсон, К. Мак-Кензі та Е. Сегре (США) - (№ 85).
Деякі з цих елементів були відкриті ще за життя Д. І. Менделєєва. У той самий час, користуючись періодичною системою, Д. І. Менделєєв перевірив атомні ваги багатьох відомих елементів і вніс у яких виправлення. Експериментальна перевірка цих поправок підтвердила правоту Д. І. Менделєєва. Логічно завершило періодичну систему відкриття у 1894 р. Рамсеєм інертних газів, яких до цього року в періодичній системі не було.
Відкриття періодичного закону направило вчених на пошук причин періодичності. Воно сприяло розкриттю сутності порядкових номерівгруп та періодів, тобто вивченню внутрішньої будовиатома, який вважався неподільним. багато що пояснив, але одночасно поставив перед вченими низку проблем, вирішення яких призвело до вивчення внутрішньої структуриатома, пояснення відмінності у поведінці елементів у хімічних реакціях. Відкриття періодичного закону створило передумови штучного отримання елементів.
Періодична система, сторічний ювілей якої ми відзначали 1969 р., досі є предметом вивчення.
Ідеї Д. І. Менделєєва започаткували новий період у розвитку хімії.
Біографія Д. І. Менделєєва
Д. І. Менделєєв народився 8 лютого 1834 р. у Тобольську, де його батько був директором гімназії. У тобольській гімназії, куди він вступив у 1841 р., Д. І. Менделєєв виявив великий інтерес до природничих наук. У 1849 р. він вступив на природничо-математичний факультет Петербурзького педагогічного інституту. Після смерті батьків та сестри Д. І. Менделєєв залишився один. Проте він з великою завзятістю продовжував освіту. В інституті величезний вплив на нього зробив професор хімії А. А. Воскресенський. Поруч із хімією Д. І. Менделєєв цікавився механікою, мінералогією, ботанікою.
У 1855 р. Д. І. Менделєєв закінчив інститут із золотою медаллю і був направлений учителем природознавства до Сімферополя, оскільки посилені заняття в інституті підірвали його здоров'я та лікарі рекомендували йому виїхати на південь. Потім він переїхав до Одеси. Тут, будучи викладачем першої одеської гімназії, він працював над «гідратною» теорією розчинів і над магістерською дисертацією«Про питомі обсяги». У 1856 р. Д. І. Менделєєв блискуче склав магістерські іспити та захистив дисертацію. Оригінальність і сміливість думки у цій роботі викликали захоплені відгуки у пресі та великий інтерес у науковому світі.
Незабаром 23-річний Д. І. Менделєєв став доцентом і отримав право
йти лекції в Петербурзькому університеті. У дуже бідно обладнаній лабораторії університету він продовжував свої дослідження, але робота в таких умовах не могла задовольнити вченого, і для успішнішого її продовження він був змушений виїхати до Німеччини. Закупивши необхідні реактиви, посуд та прилади, він своїм коштом створив лабораторію і приступив до вивчення природи газів, питань переведення їх у рідкий стан та міжмолекулярного зчеплення рідин. Д. І. Менделєєв перший заговорив про критичні температури для газів і дослідним шляхом визначив багато з них, довівши тим самим, що за певної температури всі гази можна перетворити на рідини.
У Німеччині Д. І. Менделєєв зблизився з багатьма чудовими російськими вченими, також змушеними працювати за кордоном. Серед них були Н. Н. Бекетов, А. П. Бородін, І. М. Сєченов та ін. У 1860 р. Д. І. Менделєєв взяв участь у I міжнародному конгресіхіміків у Карлсруе.
У 1861 р. він повернувся до Петербурга і приступив до читання курсу органічної хіміїв університеті. Тут же вперше ним було створено підручник органічної хімії, який відбивав останні досягнення цієї науки. У цьому підручнику Д. І. Менделєєв розглядав усі процеси з суто матеріалістичної точки зору, критикуючи «віталістів», прихильників так званої життєвої силизавдяки якій, як вони вважали, існує життя і утворюються органічні речовини.
Д.І. Менделєєв вперше звернув увагу на ізомерію - явище, при якому органічні речовини, маючи один і той же склад, мають різні властивості. Незабаром це було пояснено А. М. Бутлеровим.
Після захисту у 1864 р. докторської дисертації на тему «Про з'єднання спирту з водою» Д. І. Менделєєв у 1865 р. став професором Петербурзького технологічного інституту та університету.
У 1867 р. він отримав запрошення до Франції для організації російського павільйону на Всесвітній промисловій виставці. Свої враження від поїздки він виклав у роботі «Про сучасний розвитокдеяких хімічних виробництву застосуванні до Росії з приводу Всесвітньої виставки 1867».
У цій праці автор висловив багато цінних думок, зокрема торкнувся питання про погане використання в Росії природних багатств, головним чином нафти, і необхідність побудови хімічних заводів, які виробляють на місці сировину, яку Росія вводить з-за кордону.
Своїми дослідженнями в галузі гідратної теорії розчинів Д. І. Менделєєв слідом за Ломоносовим започаткував нову галузь науки - фізичну хімію.
У 1867 р. Д. І. Менделєєв був обраний керівником кафедри неорганічної хіміїу Петербурзькому університеті, якою і керував упродовж 28 років. Його лекції користувалися величезною популярністю серед студентів усіх факультетів та всіх курсів. Одночасно Д. І. Менделєєв вів велику громадську роботу, спрямовану на зміцнення та розвиток російської науки. З його ініціативи в 1868 р. було засновано Російське фізико-хімічне суспільство, куди Д. І. Менделєєв вперше надіслав свою доповідь «Досвід системи елементів, заснований на їхній атомній вазі та хімічній схожості». І це був знаменитий , з урахуванням якого Д. І. Мен-делеев написав свою відому роботу"Основи хімії".
Періодичний закон і періодична система елементів дозволили Д. І. Менделєєву передбачити відкриття нових елементів і з великою точністю описати їх властивості. Ці елементи були відкриті за життя Д. І. Менделєєва і принесли гучну славу періодичному закону і його першовідкривача.
Але на реакційні кола петербурзької Академії наук слава Д. І. Менделєєва, його прогресивні ідеї справили зовсім інше враження. Незважаючи на величезні заслуги перед наукою, Д. І. Men-Дєлєєв не був обраний до складу академії. Таке ставлення до великого вченого викликало шквал протесту по всій країні. Російське фізико-хімічне суспільство обрало Д. І. Менделєєва своїм почесним членом. У 1890 р. Д. І. Менделєєву довелося залишити роботу і в університеті. Проте його наукова та практична діяльність не прикришилася. Він був безперервно зайнятий питаннями господарського розвитку країни, брав участь у складанні митного тарифу, працював у Палаті заходів та ваг. Але у всіх своїх починаннях він не змінено наштовхувався на протидію з боку царського уряду Д. І. Менделєєв помер у 1907 р. У його особі світ втратив блискучого різнобічного вченого, що висунув ряд ідей, яким судилося здійснитися лише в наш час.
Д. І. Менделєєв був гарячим поборником розвитку вітчизняної промисловості. Особливо велика увагавін приділяв розвитку нафтової промисловості. Вже тоді він говорив про будівництво нафтопроводів та хімічну переробку нафти. Але нафтопромисловці воліли хижацьки експлуатувати нафтові родовища.
Вперше Д. І» Менделєєвим було висунуто що отримала розвиток лише наш час ідея підземної газифікації кам'яного вугілля, яку високо оцінив ще 1913 в. В. І. Ленін, Необхідності створення хімічної промисловості в Росії Д. І, Менделєєв присвятив ряд своїх робіт, але розвиток її став можливим тільки в радянські часи: Д. І, Менделєєв розробив нові способи розвідки залізних руд, методи видобутку вугілля з глибоко лежачих пластів, вид-вігал проект освоєння Півночі, цікавився проблемами повітроплавання та вивченням верхніх шаріватмосфери. Д. І. Менделєєв запропонував спосіб виготовлення бездимного пороху, який царський уряд залишив поза увагою, але використаний американським військовим відомством.
Перевірка виконання завдань та відповіді на запитання до гол. I 1. 16; 61; 14; 42. 2. Відмінність в атомній вазі...
1. Матерія та її рух 2. Речовини та їх зміни. Предмет та метод хімії 3. Значення хімії. Хімія в народне господарство 4. Зародження хімії.
Несолетворні (байдужі, індиферентні) оксиди СО, SiO, N 2 0, NO.
Солеутворюючі оксиди:
Основні. Оксиди, гідрати яких є основами. Оксиди металів зі ступенями окиснення +1 і +2 (рідше +3). Приклади: Na 2 O – оксид натрію, СаО – оксид кальцію, CuO – оксид міді (II), СоО – оксид кобальту (II), Bi 2 O 3 – оксид вісмуту (III), Mn 2 O 3 – оксид марганцю (III) ).
Амфотерні. Оксиди, гідрати яких є амфотерними гідроксидами. Оксиди металів зі ступенями окиснення +3 і +4 (рідше +2). Приклади: Аl 2 O 3 – оксид алюмінію, Cr 2 O 3 – оксид хрому (III), SnO 2 – оксид олова (IV), МnO 2 – оксид марганцю (IV), ZnO – оксид цинку, ВеО – оксид берилію.
Кислотні. Оксиди, гідрати яких є кисневмісними кислотами. Оксиди неметалів. Приклади: Р 2 Про 3 - оксид фосфору (III), СО 2 - оксид вуглецю (IV), N 2 O 5 - оксид азоту (V), SO 3 - оксид сірки (VI), Cl 2 O 7 - оксид хлору ( VII). Оксиди металів зі ступенями окиснення +5, +6 та +7. Приклади: Sb 2 O 5 – оксид сурми (V). СrОз - оксид хрому (VI), МnОз - оксид марганцю (VI), Мn 2 O 7 - оксид марганцю (VII).
Зміна характеру оксидів зі збільшенням ступеня окиснення металу
Фізичні властивості
Оксиди бувають тверді, рідкі та газоподібні, різного кольору. Наприклад: оксид міді (II) CuO чорного кольору, оксид кальцію СаО білого кольору – тверді речовини. Оксид сірки (VI) SO 3 - безбарвна летюча рідина, а оксид вуглецю (IV) СО 2 - безбарвний газ за звичайних умов.
Агрегатний стан
CaO, СуO, Li 2 O та ін основні оксиди; ZnO, Аl 2 O 3 , Сr 2 O 3 та ін амфотерні оксиди; SiO 2 Р 2 O 5 СrO 3 та ін кислотні оксиди.
SO 3 , Cl 2 O 7 , Мn 2 O 7 та ін.
Газоподібні:
CO 2 , SO 2 , N 2 O, NO, NO 2 та ін.
Розчинність у воді
Розчинні:
а) основні оксиди лужних та лужноземельних металів;
б) практично всі кислотні оксиди (виняток: SiO 2).
Нерозчинні:
а) всі інші основні оксиди;
б) усі амфотерні оксиди
Хімічні властивості
1. Кислотно-основні властивості
Загальними властивостями основних, кислотних та амфотерних оксидів є кислотно-основні взаємодії, що ілюструються наступною схемою:
(тільки для оксидів лужних та лужноземельних металів) (крім SiO 2).
Амфотерні оксиди, володіючи властивостями та основних та кислотних оксидів, взаємодіють із сильними кислотами та лугами:
2. Окисно-відновні властивості
Якщо елемент має змінну ступінь окислення (с. о.), його оксиди з низькими с. о. можуть виявляти відновлювальні властивості, а оксиди з високими с. о. - Окислювальні.
Приклади реакцій, у яких оксиди виступають у ролі відновників:
Окислення оксидів із низькими с. о. до оксидів із високими с. о. елементів.
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3
2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2
Оксид вуглецю (II) відновлює метали з їх оксидів та водень із води.
C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2
C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2
Приклади реакцій, у яких оксиди виступають у ролі окислювачів:
Відновлення оксидів з високими о. елементів до оксидів із низькими с. о. або до найпростіших речовин.
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
Використання оксидів малоактивних металів для окислення органічних речовин.
Деякі оксиди, в яких елемент має проміжну с. о., здатні до диспропорціювання;
наприклад:
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
Способи отримання
1. Взаємодія простих речовин - металів та неметалів - з киснем:
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Cu + O 2 = 2CuO;
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2. Дегідратація нерозчинних основ, амфотерних гідроксидів та деяких кислот:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O
3. Розкладання деяких солей:
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. Окислення складних речовин киснем:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
5.Відновлення кислот-окислювачів металами та неметалами:
Cu + H 2 SO 4 (кінець) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 (кінець) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
2HNO 3 (розб) + S = H 2 SO 4 + 2NO
6. Взаємоперетворення оксидів у ході окисно-відновних реакцій (див. окислювально-відновні властивості оксидів).
