domov / Psihologija/ Kaj so bazični oksidi in kaj kisli oksidi. Kislinski oksidi: kratek opis skupine

Kaj so bazični oksidi in kaj kisli oksidi. Kislinski oksidi: kratek opis skupine

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

Nekovinski oksid	Kovinski oksid
1) Oksidacijsko stanje nekovine +1 ali +2 Zaključek: oksid, ki ne tvori soli Izjema: Cl 2 O ni oksid, ki ne tvori soli	1) Stopnja oksidacije kovin +1 ali +2 Zaključek: kovinski oksid je bazičen Izjema: BeO, ZnO in PbO niso bazični oksidi
2) Stopnja oksidacije je večja ali enaka +3 Zaključek: kislinski oksid Izjema: Cl 2 O je kisli oksid, kljub oksidacijskemu stanju klora +1	2) Stopnja oksidacije kovin +3 ali +4 Zaključek: amfoterni oksid Izjema: BeO, ZnO in PbO so amfoterni kljub oksidacijskemu stanju kovin +2 3) Stopnja oksidacije kovin +5, +6, +7 Zaključek: kislinski oksid

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

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

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

Kateri oksidi reagirajo z vodo?

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

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

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

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

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

K2O + H2O = 2KOH– kalijev hidroksid

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

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

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

Če torej želimo na primer zapisati enačbo za interakcijo kislega oksida SO 3 z vodo, se moramo najprej spomniti osnovnih, ki jih preučujemo v šolski kurikulum, kisline, ki vsebujejo žveplo. To so vodikov sulfid H 2 S, žveplova H 2 SO 3 in žveplova H 2 SO 4 kisline. Vodikova sulfidna kislina H 2 S, kot je zlahka razvidno, ne vsebuje kisika, zato je njen nastanek med interakcijo SO 3 z vodo mogoče takoj izključiti. Od kislin H 2 SO 3 in H 2 SO 4 vsebuje samo žveplova kislina H 2 SO 4 žveplo v oksidacijskem stanju +6, kot v SO 3 oksidu. Zato bo ravno to nastalo pri reakciji SO 3 z vodo:

H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4

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

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

Medsebojno delovanje oksidov

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

1) bazični oksid + bazični oksid ≠

2) kislinski oksid + kislinski oksid ≠

3) amfoterni oksid + amfoterni oksid ≠

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

1) bazični oksid in kisli oksid;

2) amfoterni oksid in kislinski oksid;

3) amfoterni oksid in bazični oksid.

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

Oglejmo si vse te pare interakcij podrobneje.

Kot rezultat interakcije:

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

nastane sol, sestavljena iz kovinskega kationa Me (iz prvotnega Me x O y) in kislinski ostanek kislina, ki ustreza kislinskemu oksidu.

Kot primer poskusimo zapisati interakcijske enačbe za naslednje pare reagentov:

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

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

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

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

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

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

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

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

Poskusimo kot primer zapisati interakcijske enačbe

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

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

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

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

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

Kot smo zapisali zgoraj, se reakcija pojavi skoraj vedno:

Me x O y + kislinski oksid,

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

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

CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3

SO 2 + BaO = BaSO 3

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

CO 2 + CuO ≠

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

SO 2 + CuO ≠

SO 2 + Al 2 O 3 ≠

Interakcija oksidov s kislinami

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

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

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

Kdaj kislinski oksid reagira s kislino?

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

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

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

in v primeru pomanjkanja HF:

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

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

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

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

P2O3	+	2H2SO4	+	H2O	=t o=>	2SO 2	+	2H3PO4
		(konc.)

3 P2O3	+	4HNO3	+	7 H2O	=t o=>	4ŠT	+	6 H3PO4
		(podrobno)

2HNO3	+	3SO 2	+	2H2O	*=t o=>*	3H2SO4	+	2ŠT
(podrobno)

Interakcija oksidov s kovinskimi hidroksidi

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

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

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

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

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

P 2 O 5 + 4KOH = 2K 2 HPO 4 + H 2 O

P 2 O 5 + 2KOH + H 2 O = 2KH 2 PO 4

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

In ko se ti isti amfoterni oksidi spojijo z alkalijami, dobimo soli, ki so sestavljene iz kationa alkalijske ali zemeljskoalkalijske kovine in aniona tipa MeO 2 x -, kjer x= 2 v primeru amfoternega oksida tipa Me +2 O in x= 1 za amfoterni oksid v obliki Me 2 +2 O 3:

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

BeO + 2NaOH = t o=> Na 2 BeO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = t o=> 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + 2NaOH = t o=> 2NaCrO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH = t o=> 2NaFeO 2 + H 2 O

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

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

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

Interakcija oksidov s srednjimi solmi

Najpogosteje srednje soli ne reagirajo z oksidi.

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

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

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = t o=> 2NaAlO 2 + CO 2

SiO 2 + K 2 SO 3 = t o=> K 2 SiO 3 + SO 2

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

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

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

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

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

ORR, ki vključuje okside

Redukcija kovinskih in nekovinskih oksidov

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

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

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

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

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

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

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

CuO+C= t o=> Cu + CO

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

Upoštevati je treba, da če ima kovina lahko več stopenj oksidacije, je možna tudi nepopolna redukcija oksidov, če uporabljenega reducenta ni. Na primer:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Interakcija oksidov s kisikom

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

Najdeno v pravi enotni državni izpit oksidi katerega koli drugega kemični elementi reagirajo s kisikom ne bodo (!).

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

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

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

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

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

2ŠT	+	O2	=	2NE 2
brezbarven				rjava

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

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

element	Razmerje njegovih oksidovdo kisika
Z	Najmanjša med glavnimi pozitivnimi oksidacijskimi stopnjami ogljika je enaka +2 , najbližji pozitivni pa je +4 . Tako le CO reagira s kisikom iz oksidov C +2 O in C +4 O 2. V tem primeru pride do reakcije: *2C +2 O + O 2 = t o=> 2C +4 O 2* CO 2 + O 2 ≠– reakcija je načeloma nemogoča, saj +4 – najvišja stopnja oksidacije ogljika.
Si	Najmanjša med glavnimi pozitivnimi oksidacijskimi stopnjami silicija je +2, najbližja pozitivna pa +4. Tako le SiO reagira s kisikom iz oksidov Si +2 O in Si +4 O 2. Zaradi nekaterih lastnosti oksidov SiO in SiO 2 je možna oksidacija le dela silicijevih atomov v oksidu Si + 2 O. kot posledica interakcije s kisikom nastane mešani oksid, ki vsebuje silicij v oksidacijskem stanju +2 in silicij v oksidacijskem stanju +4, in sicer Si 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2): *4Si +2 O + O 2 = t o=> 2Si +2 ,+4 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2)* SiO 2 + O 2 ≠– reakcija je načeloma nemogoča, saj +4 – najvišje oksidacijsko stanje silicija.
p	Najmanjša med glavnimi pozitivnimi oksidacijskimi stopnjami fosforja je +3, najbližja pozitivna pa je +5. Tako le P 2 O 3 reagira s kisikom iz oksidov P +3 2 O 3 in P +5 2 O 5. V tem primeru pride do reakcije dodatne oksidacije fosforja s kisikom od oksidacijskega stanja +3 do oksidacijskega stanja +5: *P +3 2 O 3 + O 2 = t o=> P +5 2 O 5* P +5 2 O 5 + O 2 ≠– reakcija je načeloma nemogoča, saj +5 – najvišja stopnja oksidacije fosforja.
S	Najmanjša med glavnimi pozitivnimi oksidacijskimi stopnjami žvepla je +4, najbližja pozitivna oksidacijska stopnja pa je +6. Tako le SO 2 reagira s kisikom iz oksidov S +4 O 2 in S +6 O 3 . V tem primeru pride do reakcije: *2S +4 O 2 + O 2 = t o=> 2S +6 O 3* 2S +6 O 3 + O 2 ≠– reakcija je načeloma nemogoča, saj +6 – najvišja stopnja oksidacije žvepla.
Cu	Najmanjša med pozitivnimi oksidacijskimi stopnjami bakra je +1, najbližja vrednost pa je pozitivna (in edina) +2. Tako le Cu 2 O reagira s kisikom iz oksidov Cu +1 2 O, Cu +2 O. V tem primeru pride do reakcije: *2Cu +1 2 O + O 2 = t o=> 4Cu +2 O* CuO + O 2 ≠– reakcija je načeloma nemogoča, saj +2 – najvišje oksidacijsko stanje bakra.
Kr	Najmanjša med glavnimi pozitivnimi oksidacijskimi stopnjami kroma je +2, pozitivna, ki mu je najbližja, pa +3. Tako le CrO reagira s kisikom iz oksidov Cr +2 O, Cr +3 2 O 3 in Cr +6 O 3, medtem ko ga kisik oksidira v naslednje (možno) pozitivno oksidacijsko stanje, tj. +3: *4Cr +2 O + O 2 = t o=> 2Cr +3 2 O 3* Cr +3 2 O 3 + O 2 ≠- reakcija ne poteka kljub dejstvu, da obstaja kromov oksid in je v oksidacijskem stanju nad +3 (Cr +6 O 3). Nezmožnost poteka te reakcije je posledica dejstva, da segrevanje, potrebno za njeno hipotetično izvedbo, močno presega temperaturo razgradnje CrO 3 oksida. Cr +6 O 3 + O 2 ≠ — ta reakcija načeloma ne more potekati, saj +6 je najvišja stopnja oksidacije kroma.
Mn	Najmanjša med glavnimi pozitivnimi oksidacijskimi stopnjami mangana je +2, najbližja pozitivna pa +4. Tako od možnih oksidov Mn +2 O, Mn +4 O 2, Mn +6 O 3 in Mn +7 2 O 7 le MnO reagira s kisikom, medtem ko ga kisik oksidira v naslednje (možno) pozitivno oksidacijsko stanje. , tj. +4: *2Mn +2 O + O 2 = t o=> 2Mn +4 O 2* medtem ko: Mn +4 O 2 + O 2 ≠ in Mn +6 O 3 + O 2 ≠- reakcije ne potekajo, kljub dejstvu, da obstaja manganov oksid Mn 2 O 7, ki vsebuje Mn v oksidacijskem stanju nad +4 in +6. To je posledica dejstva, da je potrebna nadaljnja hipotetična oksidacija Mn oksidov +4 O2 in Mn +6 Segrevanje O 3 znatno presega temperaturo razgradnje nastalih oksidov MnO 3 in Mn 2 O 7. Mn +7 2 O 7 + O 2 ≠- ta reakcija je načeloma nemogoča, ker +7 – najvišja stopnja oksidacije mangana.
Fe	Najmanjša med glavnimi pozitivnimi oksidacijskimi stopnjami železa je enaka +2 , najbližji med možnimi pa je +3 . Kljub dejstvu, da za železo obstaja oksidacijsko stanje +6, kisli oksid FeO 3, pa tudi ustrezna "železova" kislina ne obstaja. Tako lahko od železovih oksidov s kisikom reagirajo le tisti oksidi, ki vsebujejo Fe v oksidacijskem stanju +2. To je bodisi Fe oksid +2 O ali mešani železov oksid Fe +2 ,+3 3 O 4 (železna lestvica): *4Fe +2 O + O 2 = t o=> 2Fe +3 2 O 3* oz *6Fe +2 O + O 2 = t o=> 2Fe +2,+3 3 O 4* mešani Fe oksid +2,+3 3 O 4 lahko oksidiramo v Fe +3 2 O 3: *4Fe +2,+3 3 O 4 + O 2 = t o=> 6Fe +3 2 O 3* Fe +3 2 O 3 + O 2 ≠ - ta reakcija je načeloma nemogoča, ker Ni oksidov, ki bi vsebovali železo v oksidacijskem stanju višjem od +3.

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

Glavne kategorije anorganskih spojin

Ti vključujejo naslednje:

Oksidi.
Sol.
Razlogi.
kisline.

Vsak od razredov je predstavljen s široko paleto spojin anorganske narave in je pomemben v skoraj vsaki strukturi gospodarskega in industrijska dejavnost oseba. Vse glavne lastnosti, značilne za te spojine, njihovo pojavljanje v naravi in njihovo proizvodnjo se brez izjeme preučujejo v šolskem tečaju kemije v razredih 8-11.

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

Skupina spojin - oksidi

4. Reakcije, zaradi katerih elementi spremenijo CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

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

CO + voda = kislina

2. Reakcije z bazami:

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

3. Reakcije z bazičnimi oksidi: tvorba soli

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

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

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

1. S kislinami: tvorba soli in vode

AO + kislina = sol + H 2 O

2. Z bazami (alkalijami): tvorba hidrokso kompleksov

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije s kislinskimi oksidi: pridobivanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije z OO: tvorba soli, taljenje

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

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

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

Ne tvorijo kislin ali alkalij. Izkazujejo zelo specifične lastnosti.

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

Organske in anorganske kisline

V klasičnem smislu (na podlagi položajev ED - elektrolitske disociacije - Svante Arrhenius) so kisline spojine, v katerih vodno okolje disociirajo na katione H + in anione kislinskih ostankov An -. Vendar so danes kisline obsežno raziskane tudi v brezvodnih pogojih, zato obstaja veliko različnih teorij za hidrokside.

Empirične formule oksidov, baz, kislin, soli so sestavljene samo iz simbolov, elementov in indeksov, ki označujejo njihovo količino v snovi. Na primer, anorganske kisline so izražene s formulo H + kislinski ostanek n-. Organske snovi imajo drugačno teoretično predstavo. Poleg empiričnega lahko zapišete polnega in skrajšanega strukturna formula, ki ne bo odražal le sestave in količine molekule, temveč tudi vrstni red atomov, njihovo povezavo med seboj in glavno funkcionalno skupino za karboksilne kisline -COOH.

V anorganskih so vse kisline razdeljene v dve skupini:

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

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

Organska kemija ne ponuja enake raznolikosti. Kisline, ki so po naravi organske, so razvrščene kot karboksilne kisline. Njihovo splošna lastnost- prisotnost funkcionalne skupine -COOH. Na primer, HCOOH (mravljinčna), CH 3 COOH (ocetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) in drugi.

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

Solyanaya.
Dušik.
Ortofosforna.
bromovodikova.
Premog.
Vodikov jodid.
Žveplova.
Ocetna ali etanska.
Butan ali olje.
Benzoin.

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

Lastnosti anorganskih kislin

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

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

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

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

Kemijske lastnosti anorganskih kislin

S čim so v interakciji?	Primer reakcije
1. S preprostimi snovmi - kovinami. Zahtevan pogoj: kovina mora biti v EHRNM pred vodikom, saj kovine, ki stojijo za vodikom, tega ne morejo izpodriniti iz sestave kislin. Pri reakciji vedno nastaneta plin vodik in sol.
2. Z razlogi. Rezultat reakcije sta sol in voda. Takšne reakcije močnih kislin z alkalijami imenujemo nevtralizacijske reakcije.	Katera koli kislina (močna) + topna baza = sol in voda
3. Z amfoternimi hidroksidi. Bistvo: sol in voda.	2HNO 2 + berilijev hidroksid = Be(NO 2) 2 (srednja sol) + 2H 2 O
4. Z bazičnimi oksidi. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = železov (II) klorid + H 2 O
5. Z amfoternimi oksidi. Končni učinek: sol in voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. S solmi, ki nastanejo več šibke kisline. Končni učinek: sol in šibka kislina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijev bromid + H 2 O + CO 2

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

Hidroksidi: alkalije, amfoterne in netopne baze

Oksidi, soli, baze, kisline - vsi ti razredi snovi imajo skupno kemijsko naravo, ki jo pojasnjuje struktura kristalna mreža, kot tudi medsebojni vpliv atomov v molekulah. Vendar, če je bilo za okside mogoče dati popolnoma posebna opredelitev, potem je za kisline in baze to težje narediti.

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

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

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

Glavne značilne lastnosti baz

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

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

Kemijske lastnosti vsake skupine baz so različne.

Kemijske lastnosti

Alkalije

Rahlo topne baze

Amfoterni hidroksidi

I. Interakcija s CO (rezultat - sol in voda):

2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda

II. Interakcija s kislinami (sol in voda):

navadne nevtralizacijske reakcije (glej kisline)

III. Medsebojno delujejo z AO, da tvorijo hidrokso kompleks soli in vode:

2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O ali Na 2

IV. Reagirajo z amfoternimi hidroksidi, da nastanejo hidroksokompleksne soli:

Enako kot pri AO, samo brez vode

V. Reagirajte s topnimi solmi, da nastanejo netopni hidroksidi in soli:

3CsOH + železov (III) klorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Reagirajte s cinkom in aluminijem v vodni raztopini, da nastanejo soli in vodik:

2RbOH + 2Al + voda = kompleks s hidroksidnim ionom 2Rb + 3H 2

I. Pri segrevanju se lahko razgradijo:

netopen hidroksid = oksid + voda

II. Reakcije s kislinami (rezultat: sol in voda):

Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda

III. Interakcija z KO:

Me +n (OH) n + KO = sol + H 2 O

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

(II) + 2HBr = CuBr 2 + voda

II. Reakcija z alkalijami: rezultat - sol in voda (pogoj: fuzija)

Zn(OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O

III. Reagirajte z močnimi hidroksidi: rezultat so soli, če reakcija poteka v vodni raztopini:

Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

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

Razred anorganskih soli. Razvrstitev, fizikalne lastnosti

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

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

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

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

Oksidi, soli, baze, kisline imajo različne topne sposobnosti, kar je razvidno iz ustrezne tabele.

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

Kemijske interakcije za razred srednjih soli

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

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

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

KCNS + HCL = KCL + HCNS

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

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

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

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

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

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

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

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

Če vas v šoli kemija ni zanimala, se verjetno ne boste takoj spomnili, kaj so oksidi in kakšna je njihova vloga. okolju. Pravzaprav je dokaj pogosta vrsta spojine in jo najpogosteje najdemo v okolju v obliki vode, rje, ogljikovega dioksida in peska. Med okside spadajo tudi minerali – vrsta kamnine, ki ima kristalno strukturo.

Opredelitev

Oksidi so kemične spojine, katerih formula vsebuje vsaj en atom kisika in atome drugih kemičnih elementov. Kovinski oksidi običajno vsebujejo kisikove anione v oksidacijskem stanju -2. Pomemben del zemeljske skorje sestavljajo trdni oksidi, ki so nastali med oksidacijo elementov s kisikom iz zraka ali vode. Pri zgorevanju ogljikovodika nastaneta dva glavna ogljikova oksida: ogljikov monoksid ( ogljikov monoksid, CO) in ogljikov dioksid (ogljikov dioksid, CO 2).

Razvrstitev oksidov

Vsi oksidi so običajno razdeljeni v dve veliki skupini:

oksidi, ki tvorijo sol;
oksidi, ki ne tvorijo soli.

Oksidi, ki tvorijo soli - kemikalije, ki poleg kisika vsebujejo elemente kovin in nekovin, ki ob stiku z vodo tvorijo kisline, v kombinaciji z bazami pa soli.

Okside, ki tvorijo soli, delimo na:

bazični oksidi, v katerih ob oksidaciji drugi element (1, 2 in včasih 3-valentna kovina) postane kation (Li 2 O, Na 2 O, K 2 O, CuO, Ag 2 O, MgO, CaO, SrO, BaO, HgO, MnO, CrO, NiO, Fr 2 O, Cs 2 O, Rb 2 O, FeO);
kislinski oksidi, pri katerih je med nastajanjem soli drugi element vezan na negativno nabit atom kisika (CO 2, SO 2, SO 3, SiO 2, P 2 O 5, CrO 3, Mn 2 O 7, NO 2, Cl 2 O 5, Cl 2 O 3);
amfoterni oksidi, v katerih lahko drugi element (3- in 4-valentne kovine ali izjeme, kot so cinkov oksid, berilijev oksid, kositrov oksid in svinčev oksid) postane kation ali se pridruži anionu (ZnO, Cr 2 O 3, Al 2 O 3 , SnO, SnO 2, PbO, PbO 2, TiO 2, MnO 2, Fe 2 O 3, BeO).

Oksidi, ki ne tvorijo soli, nimajo niti kislih, bazičnih niti amfoternih lastnosti in, kot pove ime, ne tvorijo soli (CO, NO, NO 2, (FeFe 2)O 4).

Lastnosti oksidov

Atomi kisika v oksidih imajo visoko kemijsko aktivnost. Zaradi dejstva, da je atom kisika vedno negativno nabit, tvori stabilne kemične vezi s skoraj vsemi elementi, kar vodi do najrazličnejših oksidov.
Plemenite kovine, kot sta zlato in platina, so cenjene, ker naravno ne oksidirajo. Korozija kovin nastane kot posledica hidrolize ali oksidacije s kisikom. Kombinacija vode in kisika samo pospeši hitrost reakcije.
V prisotnosti vode in kisika (ali samo zraka) se oksidacijska reakcija nekaterih elementov, na primer natrija, pojavi hitro in je lahko nevarna za ljudi.
Oksidi na površini ustvarijo zaščitni oksidni film. Primer je aluminijasta folija, ki zaradi prevleke s tanko plastjo aluminijevega oksida rjavi veliko počasneje.
Oksidi večine kovin imajo polimerno strukturo, zato jih topila ne uničijo.
Oksidi se raztopijo pod delovanjem kislin in baz. Okside, ki lahko reagirajo s kislinami in bazami, imenujemo amfoterni. Kovine običajno tvorijo bazične okside, nekovine tvorijo kisle okside, amfoterne okside pa proizvajajo iz alkalnih kovin (metaloidi).
Količino kovinskega oksida je mogoče zmanjšati z delovanjem nekaterih organskih spojin. Te redoks reakcije so osnova številnih pomembnih kemičnih transformacij, kot je razstrupljanje zdravil z encimi P450 in proizvodnja etilen oksida, ki se nato uporablja za izdelavo antifriza.

Tistim, ki jih zanima kemija, bodo zanimivi tudi naslednji članki.

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

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

So bodisi solinotvorne bodisi nesolotvorne.

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

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Kot rezultat kemičnih reakcij lahko dobimo druge soli:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

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

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

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

Kemijske lastnosti bazičnih oksidov

1. V vodi topni bazični oksidi reagirajo z vodo in tvorijo baze:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

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

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

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

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reagirajte z amfoternimi oksidi:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

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

Kemijske lastnosti kislinskih oksidov

1. Reagirajte z vodo, da nastane kislina:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

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

2. Reagirajte z baziranimi oksidi, da nastane sol:

CO 2 + CaO → CaCO 3

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

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

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

Kemijske lastnosti amfoternih oksidov

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

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reagirajte s trdnimi alkalijami (med fuzijo), ki nastanejo kot posledica reakcije sol - natrijev cinkat in voda:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

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

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

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

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

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

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

Oksidi.

To so kompleksne snovi, sestavljene iz DVEH elementov, od katerih je eden kisik. Na primer:

CuO – bakrov(II) oksid

AI 2 O 3 – aluminijev oksid

SO 3 – žveplov oksid (VI)

Okside delimo (klasificiramo) v 4 skupine:

Na 2 O – natrijev oksid

CaO – kalcijev oksid

Fe 2 O 3 – železov (III) oksid

2). Kislo– To so oksidi nekovine. In včasih kovine, če je oksidacijsko stanje kovine > 4. Na primer:

CO 2 – ogljikov monoksid (IV)

P 2 O 5 – fosforjev (V) oksid

SO 3 – Žveplov oksid (VI)

3). Amfoterično– To so oksidi, ki imajo tako lastnosti bazičnih kot kislih oksidov. Poznati morate pet najpogostejših amfoternih oksidov:

BeO–berilijev oksid

ZnO–cinkov oksid

AI 2 O 3 – Aluminijev oksid

Cr 2 O 3 – kromov (III) oksid

Fe 2 O 3 – železov (III) oksid

4). Ne tvori soli (indiferentno)– To so oksidi, ki ne izkazujejo lastnosti ne bazičnih ne kislih oksidov. Zapomniti si je treba tri okside:

CO – ogljikov monoksid (II) ogljikov monoksid

NO – dušikov oksid (II)

N 2 O – dušikov oksid (I) smejalni plin, dušikov oksid

Metode za pridobivanje oksidov.

1). Zgorevanje, tj. interakcija s kisikom enostavne snovi:

4Na + O 2 = 2Na 2 O

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

2). Zgorevanje, tj. interakcija s kisikom kompleksne snovi (sestavljena iz dva elementa) tako nastane dva oksida.

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

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

3). Razgradnja trišibke kisline. Drugi se ne razgradijo. V tem primeru nastaneta kislinski oksid in voda.

H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2

4). Razgradnja netopno razlogov. Nastaneta bazični oksid in voda.

Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

5). Razgradnja netopno soli Nastaneta bazični oksid in kisli oksid.

CaCO 3 = CaO + CO 2

MgSO 3 = MgO + SO 2

Kemijske lastnosti.

jaz. Bazični oksidi.

alkalija.

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

СuO + H 2 O = reakcija ne pride, ker možna baza, ki vsebuje baker - netopna

2). Medsebojno delovanje s kislinami, kar povzroči nastanek soli in vode. (Bazični oksid in kisline VEDNO reagirajo)

K 2 O + 2 HCI = 2 KCl + H 2 O

CaO + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

3). Interakcija s kislinskimi oksidi, kar povzroči nastanek soli.

Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3

3MgO + P 2 O 5 = Mg 3 (PO 4) 2

4). Medsebojno delovanje z vodikom proizvaja kovino in vodo.

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

II.Kislinski oksidi.

1). Nastati mora interakcija z vodo kislina.(SamoSiO 2 ne deluje z vodo)

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

2). Interakcija s topnimi bazami (alkalijami). Pri tem nastaneta sol in voda.

SO 3 + 2KOH = K 2 SO 4 + H 2 O

N 2 O 5 + 2KOH = 2KNO 3 + H 2 O

3). Interakcija z bazičnimi oksidi. V tem primeru nastane le sol.

N 2 O 5 + K 2 O = 2KNO 3

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3

Osnovne vaje.

1). Dopolni reakcijsko enačbo. Določite njegovo vrsto.

K 2 O + P 2 O 5 =

rešitev.

Da zapišemo, kaj pri tem nastane, je treba ugotoviti, katere snovi so reagirale - tukaj sta po lastnostih kalijev oksid (bazični) in fosforjev oksid (kisli) - rezultat naj bo SOL (glej lastnost št. 3 ) in sol je sestavljena iz atomov kovin (v našem primeru kalija) in kislega ostanka, ki vključuje fosfor (tj. PO 4 -3 - fosfat).

3K 2 O + P 2 O 5 = 2K 3 RO 4

vrsta reakcije - spojina (ker dve snovi reagirata, ena pa nastane)

2). Izvedite transformacije (veriga).

Ca → CaO → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO

rešitev

Za dokončanje te vaje se morate spomniti, da je vsaka puščica ena enačba (ena kemična reakcija). Oštevilčimo vsako puščico. Zato je treba zapisati 4 enačbe. Snov, ki je napisana levo od puščice (izhodna snov), reagira, snov, ki je napisana desno, pa nastane kot posledica reakcije (produkt reakcije). Dešifriramo prvi del posnetka:

Ca + …..→ CaO Opazimo, da preprosta snov reagira in nastane oksid. S poznavanjem metod za proizvodnjo oksidov (št. 1) pridemo do zaključka, da je v tej reakciji potrebno dodati -kisik (O 2)

2Ca + O 2 → 2CaO

Preidimo na transformacijo št. 2

CaO → Ca(OH) 2

CaO + ……→ Ca(OH) 2

Pridemo do zaključka, da je tukaj treba uporabiti lastnost osnovnih oksidov - interakcijo z vodo, ker le v tem primeru nastane iz oksida baza.

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Preidimo na transformacijo št. 3

Ca(OH) 2 → CaCO 3

Ca(OH) 2 + ….. = CaCO 3 + …….

Pridemo do zaključka, da tukaj govorimo o o ogljikovem dioksidu CO 2, ker le pri interakciji z alkalijami tvori sol (glej lastnost št. 2 kislinskih oksidov)

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

Preidimo na transformacijo št. 4

CaCO 3 → CaO

CaCO 3 = ….. CaO + ……

Pridemo do zaključka, da tukaj nastaja več CO 2, saj CaCO 3 je netopna sol in pri razgradnji takih snovi nastajajo oksidi.