Оксиды. Основные классы неорганических соединений

Реферат

Определение: оксиды — сложные вещества, состоящие из 2-х элементов, один из которых кислород в степени окисления — 2.

Классификация. Оксиды разделяют на две группы: солеобразующие и несолеобразующие (индифферентные) (NO, CO, N2O, SiO); в свою очередь, солеобразующие делятся на кислотные, основные и амфотерные оксиды. а) кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислоты (гидроксиды, обладающие кислотными свойствами); неметаллы в любой степени окисления и металлы в с.о. +5, +6, +7 образуют кислотные оксиды.

Примеры:

SO3 — H2SO4, CO2 — H2CO3, N2O5 — HNO3, Cl2O7- HClO4, CrO3- H2CrO4, Mn2O7 — HMnO4.

б) основными называются оксиды, которым соответствуют основания (гидроксиды, обладающие основными свойствами); металлы в степени окисления +1 и +2 образуют основные оксиды. Примеры:

Na2ONaOH, CaO — Ca (OH)2, MnO — Mn (OH)2, CrO — Cr (OH)2.

в) амфотерными называются оксиды, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Примеры: Al2O3, Cr2O3, ZnO, BeO. Амфотерным оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды (см. ниже).

Физические свойства оксидов.

Оксиды металлов — твердые вещества, имеющие различную окраску: большинство этих соединений не окрашены, CuO — черный Способы получения оксидов.

  • а) горение простых веществ:
    • 4P + 5O2 2P2O5 4Al + 3O2 2Al2O3

Дополнение.

С кислородом не взаимодействуют галогены, благородные газы, поэтому для получения оксидов этих элементов используют косвенные методы:

2HClO4 + P2O5 = Cl2O7 + 2HPO3.

реакция проводится на холод, т.к. оксид хлора (VII) термически неустойчивое вещество.

Азот реагирует с кислородом при 20 000С, при этом образуется оксид азота (II).

Для получения высшего оксида азота используют оксид фосфора (V):

2HNO3 + P2O5 = N2O5 + 2HPO3.

Металлы взаимодействуют с кислородом так:

Особенности:

  • 2Na+O2>Na2O2
  • 2K+O2>K2O2(KO2)
  • 3Fe+2O2>Fe3O4 (сгорание)
  • б) горение и обжиг сложных веществ:

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O 2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2.

  • в) разложение сложных веществ:
    • — карбонатов (нерастворимых)

BaCO3BaO + CO2.

  • — сульфатов (кроме сульфатов натрия и калия)
  • 2CuSO4 2CuO + 2SO2 + O2
  • — Дополнение. Схема «Разложение нитратов»

Исключения и дополнения:

6 стр., 2581 слов

Реферат кислоты основания соли оксиды

... Оксиды которым соответствуют основания (независимо от того, реагируют они с водой или нет) называются основными. Б) еще примеры: NaO + HO = 2NaOH BaO + HO = Ba(OH) В) со многими оксидами неметаллов, образуя кислоты. ... NaNO + HO Cu(OH) + 2HCl = CuCl + 2HO 4. Амфотерные оксиды и гидроксиды Основания реагируют с кислотами и наоборот. Всегда получается соль и вода. Ca(OH) + 2HCl = CaCl + 2HO HCO + 2NaOH ...

4LiNO3 = 2Li2O + 4NO2 + O2.

Mn (NO3)2=MnO2 + 2NO2.

2Fe (NO3)2=2Fe2O3 + 8NO2 + O2.

NH4NO3 N2O + 2H2O NH4NO2 N2 + 2H2O.

Химические свойства основных оксидов:

а) взаимодействие с водой.

Правило: оксид взаимодействует с водой, если продукт реакции растворим в воде (и наоборот).

Примеры:

Na2O + H2O 2NaOH.

FeO + H2O реакция не идет, т.к. Fe (OH)2 нерастворим в воде.

б) взаимодействие с кислотами.

При взаимодействии основных оксидов с кислотами образуется соль и вода.

Примеры:

CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O (требуется нагревание) Обратить внимание на следующее:

кремниевая кислота не реагирует с основными оксидами («твердое» не реагирует с «твердым»).

если в оксиде с.о. металла не максимальная, то в реакциях с кислотой азотной любой концентрации и с концентрированной серной кислотой помимо обменного взаимодействия возможно окислительно-восстановительное:

  • * FeO + 4HNO3(конц) Fe (NO3)3 + NO2 + 2H2O
  • * 2FeO + 4H2SO4 (конц) Fe2(SO4)3 + SO2+ 4H2O

если кислота многоосновная, то возможно образование кислых солей.

  • *CaO + 2H3PO4 Ca (H2PO4)2 + H2O
  • в) взаимодействие с кислотными оксидами.

Эти реакции протекают при нагревании, в ходе реакции образуется соль:

CaO + CO2 = CaCO3.

Примечание:

уравнения реакций в пунктах 6б и 6 В являются доказательством основных свойств оксидов г) взаимодействие с амфотерными оксидами.

Na2O + Al2O3 2NaAlO2 (при нагревании).

Na2O + ZnONa2ZnO2 (при нагревании) Химические свойства кислотных оксидов:

а) взаимодействие с водой. Правило: оксид взаимодействует с водой, если продукт реакции растворим в воде (оксид не взаимодействует с водой, если продукт реакции нерастворим в воде) Все кислотные оксиды, кроме SiO2, реагируют с водой.

Примеры:

P2O5 + 3H2O 2H3PO4 (при нагревании).

*P2O5 + H2O HPO3 (на холоду).

SiO2 + H2O реакция не идет, т.к. H2SiO3 нерастворима в воде.

  • б) взаимодействие с основными и амфотерными оксидами (см. пункт 6. в)
  • г) взаимодействие с основаниями. Правило: кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, при этом образуется соль и вода. Пример:
    • 2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O (в избытке NaOH)

NaOH + CO2 NaHCO3 (в избытке CO2).

  • д) взаимодействие с солями. Правило:
    • — при нагревании менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий оксид.

Пример:

Na2CO3 + SiO2 Na2SiO3 + CO2 (при нагревании).

  • — в растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет из соли оксид, соответствующий более слабой кислоте.
  • — оксиды могут взаимодействовать с солями, содержащими остаток кислоты, которой этот оксид соответствует:

Na2CO3 +CO2 + H2O 2NaHCO3.

Na2SO3 +SO2 + H2O 2NaHSO3.

Пример:

Na2SiO3 + CO2 Na2CO3 + SiO2 (в растворе) Химические свойства амфотерных оксидов.

  • а) амфотерные оксиды не реагируют с водой
  • б) амфотерные оксиды в реакциях с кислотами проявляют основные свойства, т. е. реакции протекают так же, как с основными оксидами

Пример:

Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O.

в) взаимодействие со щелочами. В зависимости от условий реакции протекают по-разному:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Al (OH)4] (в растворе).

Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O (при нагревании).

  • г) взаимодействие с основными оксидами (см № 6г)
  • д) при взаимодействии с кислотными оксидами амфотерные оксиды проявляют основные свойства.

Пример:

Al2O3 + P2O5 2AlPO4.

е) При взаимодействии с солями амфотерные оксиды, как нелетучие, вытесняют из солей при нагревании более летучие оксиды [https:// , 29].

Пример:

Na2CO3 + Al2O3 2NaAlO2 + CO2.

оксид.

Гидроксид, основная форма.

Гидроксид, кислотная форма (при нагревании).

Гидроксид, кислотная форма (в растворе).

BeO.

Be (OH)2.

H2BeO2.

H2[Be (OH)4].

ZnO.

Zn (OH)2.

H2ZnO2.

H2[Zn (OH)4].

SnO.

Sn (OH)2.

H2SnO2.

H2[Sn (OH)4].

PbO.

Pb (OH)2.

H2PbO2.

H2[Pb (OH)4].

Al2O3.

Al (OH)3.

HAlO2.

H[Al (OH)4].

Cr2O3.

Cr (OH)3.

HCrO2.

H3[Cr (OH)6].

Fe2O3.

Fe (OH)3.

HFeO2.

H3[Fe (OH)6].

Примечание: кислотная форма амфотерных гидроксидов составлена формально, т.к. в реакциях со щелочами и с основными оксидами могут быть образованы только соли приведенных форм гидроксидов.

Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от положения элемента в периодической системе и его степени окисления.

Слева направо по периоду по мере ослабления металлических свойств элементов основные свойства оксидов ослабевают, а кислотные возрастают. Сверху вниз по главным подгруппам неметаллические свойства элементов ослабевают, а металлические возрастают, при этом: сверху вниз по главной подгруппе возрастают основные свойства оксидов, а кислотные ослабевают. Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными степенями окисления, то чем выше степень окисления элемента в оксиде, тем выше его кислотные свойства.

Пример:

Cr+2O — основный оксид,.

Cr2+3O3 — амфотерный оксид,.

Cr+6O3 — кислотный оксид.

Особенные свойства некоторых оксидов.

1) смешанный оксид, оксид железа (II, III).

Fe3O4 = FeO•Fe2O3.

Получение:

  • 3Fe + 4O2 Fe3O4 (FeO•Fe2O3)
  • 3Fe + 4H2O Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + H2

Химические свойства.

Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O.

Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + 4H2SO4(разб) = FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O.

Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + 10HNO3(конц.) = 3Fe (NO3)3 + NO2 + 5H2O.

2Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + 10H2SO4(конц.) = 3Fe2(SO4)3 + SO2 + 10H2O.

Fe3O4 (FeO•Fe2O3) + O2 Fe2O3.

2).

Оксид серы (IV), сернистый газ.

Получение:

В лаборатории.

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O.

В промышленности.

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2 (обжиг пирита) Проявляет окислительные и восстановительные свойства (в большей мере характерны восстановительные) а) SO2 — окислитель.

SO2 + 2H2S= 3S + 2H2O.

  • б) SO2 — восстановитель
  • 2SO2 + O2 -2SO3 (катализатор V2O5)

SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr.

3).

Оксид фосфора (V) P2O5.

Сильное водоотнимающее средство:

P2O5 + 2HClO4 = Cl2O7 + 2HPO3.

  • 4).

    SiO2 — единственный кислотный оксид, который взаимодействует с плавиковой кислотой:

  • 4HF + SiO2 = SiF4^ + 2H2O

SiO2 + 2Mg 2MgO + Si (в избытке магния протекает такая реакция: SiO2 + 4Mg 2MgO + Mg2Si).

4).

Оксиды металлов взаимодействуют с металлами. Правило: более активный металл вытесняет из оксида менее активные металл (металл, стоящий левее, а ряду активности, вытесняет металл, стоящий правее него).

CuO + Mg MgO + Cu.

MgO + Cu — реакция не идет.

  • 5).

    Оксид углерода (II) — угарный газ, сильный восстановитель

  • 2СО + О2 = 2СО2

Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2.

CO + Cl2 COCl2 (фосген).

6).

Оксид углерода (IV) — углекислый газ.

В атмосфере горит магний.

CO2 + 2Mg = 2MgO + C.

7).

Оксиды азота NO, NO2.

N2 + O2 2NO. Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха: 2NO + O2 2NO2.

Оксид азота (IV) является кислотным оксидом, он соответствует двум кислотам — азотной и азотистой:

  • 2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
  • 2NO2 + 2KOH = KNO2 + KNO3+ H2O
  • 8).

    Оксид хрома (VI) — кислотный оксид, сильный окислитель

CrO3(нед) + H2O H2CrO4 хромовая кислота.

  • 2CrO3(изб.) + H2O H2Cr2O7 двухромовая кислота
  • 6HCl + CrO3 3Cl2 + CrCl3 + 3H2O