Napišite okside. Oksidi: razvrstitev, priprava in kemijske lastnosti

V lekciji 33 "" iz tečaja " Kemija za lutke» naučite se pridobivati ​​okside različne poti, pa tudi seznanili se s široko paleto uporabe oksidov v vseh panogah in gospodinjstvih.

Pridobivanje oksidov

1. Interakcija preprostih snovi s kisikom

Nekateri oksidi nastanejo kot posledica zgorevanja ustreznih preprostih snovi v kisiku (ali v zraku). Tako lahko dobite ogljikove okside (IV), žveplo (IV), fosfor (V), magnezij in druge nekovine in kovine:

2. Interakcija kompleksnih snovi s kisikom

Okside lahko pridobimo tudi s sežiganjem nekaterih kompleksnih snovi v kisiku (ali na zraku), na primer:

3. Toplotna razgradnja netopnih baz

Uporaba oksidov

Eden najpogosteje uporabljenih oksidov je voda H 2 O, katere uporaba v vsakdanjem življenju, tehnologiji in industriji že poznamo.

Nekateri drugi oksidi najdejo tudi različne aplikacije. Tako se na primer iz železovega oksida (III) Fe 2 O 3, ki je del železove rude, pridobiva železo v industriji, aluminij pa iz aluminijevega oksida Al 2 O 3. Aluminijev oksid se uporablja tudi za izdelavo umetnih dragih kamnov- rubin in safir. Majhni kristali tega oksida se uporabljajo tudi pri proizvodnji brusnega papirja.

Ogljikov monoksid (IV) (ogljikov dioksid) se uporablja v Prehrambena industrija za proizvodnjo vseh gaziranih pijač, za podaljšanje roka uporabnosti sadja in zelenjave. Ta snov je napolnjena z gasilnimi aparati z ogljikovim dioksidom. Trden ogljikov monoksid (IV) imenovan »suhi led« (slika 117) se uporablja za shranjevanje sladoleda, za močno hlajenje različnih materialov.

žveplov oksid (IV) SO 2 ( žveplov dioksid). Uporablja se pri proizvodnji žveplove kisline, za dezinfekcijo skladiščnih prostorov, uničenje škodljive žuželke in bakterije, beljenje papirja .

Silicijev(IV) oksid SiO 2 v obliki kremenčevega peska se uporablja pri proizvodnji stekla in betona. Skupaj s svinčevim(II) oksidom PbO se uporablja za izdelavo poldragih kamnov in nakita (»kristali Swarovski«).

Kalcijev oksid CaO, imenovan "ne gašeno apno» uporablja pri izdelavi raznih gradbeni materiali. Oksidi nekaterih drugih kovin se uporabljajo pri izdelavi barv. Tako se na primer Fe 2 O 3 uporablja za izdelavo rjave barve, Cr 2 O 3 - zelene, ZnO in TiO 2 - bele.

Povzetek lekcije:

1. Oksidi nastanejo pri interakciji kisika s preprostimi in kompleksnimi snovmi.
2. Okside lahko pridobimo s toplotno razgradnjo netopnih baz.
3. Oksidi najdejo široko praktična uporaba v industriji in doma.
4. Oksidi - voda H 2 O in ogljikov dioksid CO 2 - so vključeni v proces fotosinteze.

Upam, da lekcija 33 " Pridobivanje in uporaba oksidov« je bilo jasno in informativno. Če imate kakršna koli vprašanja, jih zapišite v komentarje. Če ni vprašanj, pojdite na naslednjo lekcijo.

Danes se začenjamo seznanjati z najpomembnejšimi razredi anorganske spojine. Anorganske snovi delimo po sestavi, kot že veste, na preproste in zapletene.

OKSID	KISLINA	BAZA	SOL
E x O y	HnA A - kislinski ostanek	jaz (OH)b OH - hidroksilna skupina	Jaz n A b

Kompleksne anorganske snovi delimo v štiri razrede: okside, kisline, baze, soli. Začnemo z oksidnim razredom.

OKSIDI

oksidi - Tole kompleksne snovi, sestavljen iz dveh kemičnih elementov, od katerih je eden kisik, z valenco 2. Samo en kemični element- fluor v kombinaciji s kisikom ne tvori oksid, ampak kisikov fluorid OF 2 .
Imenujejo se preprosto - "ime oksida + elementa" (glej tabelo). Če je valenca kemičnega elementa spremenljiva, je označena z rimsko številko v oklepaju za imenom kemičnega elementa.

Formula	ime	Formula	ime
	ogljikov monoksid (II)	Fe2O3	železov(III) oksid
	dušikov oksid (II)	CrO3	krom(VI) oksid
Al2O3	aluminijev oksid		cinkov oksid
N 2 O 5	dušikov oksid (V)	Mn2O7	manganov (VII) oksid

Razvrstitev oksidov

Vse okside lahko razdelimo v dve skupini: solotvorne (bazične, kisle, amfoterne) in nesolne ali indiferentne.

kovinski oksidi Jaz x O y			Nekovinski oksidi neMe x O y
Glavni	Kisla	Amfoterično	Kisla	Enak
I, II jaz	V-VII jaz	ZnO, BeO, Al 2 O 3, Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3	> II neMe	I, II neMe CO, NE, N 2 O

1). Osnovni oksidi so oksidi, ki ustrezajo bazam. Glavni oksidi so oksidi kovine 1 in 2 skupini, kot tudi kovine stranske podskupine z valenco jaz in II (razen ZnO - cinkov oksid in BeO – berilijev oksid):

2). Kislinski oksidi so oksidi, ki jim ustrezajo kisline. Kislinski oksidi so nekovinskih oksidov (razen pri nesolidnih - brezbrižni), pa tudi kovinski oksidi stranske podskupine z valenco iz V prej VII (Na primer, CrO 3 je kromov (VI) oksid, Mn 2 O 7 je manganov (VII) oksid):

3). Amfoterni oksidi so oksidi, ki ustrezajo bazam in kislinam. Tej vključujejo kovinski oksidi glavne in sekundarne podskupine z valenco III , včasih IV , kot tudi cink in berilij (npr. BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).

4). Oksidi, ki ne tvorijo soli so oksidi, ki so indiferentni do kislin in baz. Tej vključujejo nekovinskih oksidov z valenco jaz in II (Na primer N 2 O, NO, CO).

Zaključek: narava lastnosti oksidov je odvisna predvsem od valence elementa.

Na primer, kromovi oksidi:

CrO(II- glavni);

Cr 2 O 3 (III- amfoterni);

CrO 3 (VII- kislina).

Razvrstitev oksidov

(po topnosti v vodi)

Kislinski oksidi	Osnovni oksidi	Amfoterni oksidi
Topen v vodi. Izjema - SiO 2 (ni topen v vodi)	V vodi se raztopijo samo oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin. (to so kovine I "A" in II "A" skupine, izjema Be , Mg )	Ne sodelujejo z vodo. Netopen v vodi

Izpolnite naloge:

1. Ločeno zapišite kemijske formule kislih in bazičnih oksidov, ki tvorijo soli.

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

2. Podane so snovi : 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

Zapišite okside in jih razvrstite.

Pridobivanje oksidov

Simulator "Interakcija kisika s preprostimi snovmi"

1. Zgorevanje snovi (oksidacija s kisikom)	a) preproste snovi Naprava za trening	2Mg + O 2 \u003d 2MgO
	b) kompleksne snovi	2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2
2. Razgradnja kompleksnih snovi (uporabite tabelo kislin, glejte priloge)	a) sol SOLt= BAZIČNI OKSID + KISLINI OKSID	CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
	b) Netopne baze jaz (OH)bt= Jaz x O y+ H 2 O	Cu (OH) 2 t \u003d CuO + H 2 O
	c) kisline, ki vsebujejo kisik HnA=KISLINSKI OKSID + H 2 O	H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2

Fizikalne lastnosti oksidov

Pri sobna temperatura večina oksidov je trdnih snovi (CaO, Fe 2 O 3 itd.), nekaj tekočin (H 2 O, Cl 2 O 7 itd.) in plinov (NO, SO 2 itd.).

Kemijske lastnosti oksidov

KEMIJSKE LASTNOSTI BAZIČNIH OKSIDOV 1. Osnovni oksid + kislinski oksid \u003d Sol (r. spojine) CaO + SO 2 \u003d CaSO 3 2. Osnovni oksid + kislina \u003d sol + H 2 O (r. izmenjava) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Osnovni oksid + voda \u003d alkalije (r. spojine) Na 2 O + H 2 O \u003d 2 NaOH

KEMIJSKE LASTNOSTI KISLINSKIH OKSIDOV 1. Kislinski oksid + voda \u003d Kislina (str. Spojine) Z O 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3, SiO 2 - ne reagira 2. Kislinski oksid + baza \u003d sol + H 2 O (r. izmenjava) P 2 O 5 + 6 KOH \u003d 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Osnovni oksid + kislinski oksid \u003d Sol (str. spojina) CaO + SO 2 \u003d CaSO 3 4. Manj hlapnih snovi izpodrivajo več hlapnih snovi iz svojih soli CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2

KEMIJSKE LASTNOSTI AMFOTERNIH OKSIDOV Vzajemno delujejo tako s kislinami kot z alkalijami. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O \u003d Na 2 [Zn (OH) 4] (v raztopini) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (ko je spojen)

Uporaba oksidov

Nekateri oksidi se ne raztopijo v vodi, vendar mnogi reagirajo z vodo in se združijo:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

CaO + H 2 O = pribl( Oh) 2

Rezultat so pogosto zelo zaželene in uporabne spojine. Na primer, H 2 SO 4 je žveplova kislina, Ca (OH) 2 je gašeno apno itd.

Če so oksidi netopni v vodi, potem ljudje to lastnost tudi spretno uporabljajo. Na primer, cinkov oksid ZnO je bela snov, zato se uporablja za pripravo bele oljna barva(cink bela). Ker je ZnO praktično netopen v vodi, lahko s cinkovo ​​belo pobarvamo katero koli površino, tudi tiste, ki so izpostavljene atmosferskim padavinam. Netopnost in netoksičnost omogočata uporabo tega oksida pri izdelavi kozmetičnih krem ​​in praškov. Farmacevti ga izdelujejo kot adstringenten in sušilni prašek za zunanjo uporabo.

Enako dragocene lastnosti ima titanov oksid (IV) - TiO 2. Ima tudi čednega Bela barva in se uporablja za izdelavo titanove bele barve. TiO 2 je netopen ne le v vodi, ampak tudi v kislinah, zato so premazi iz tega oksida še posebej stabilni. Ta oksid se doda plastiki, da ji da belo barvo. Je del emajlov za kovinske in keramične posode.

Kromov oksid (III) - Cr 2 O 3 - zelo močni kristali temno zelene barve, netopni v vodi. Cr 2 O 3 se uporablja kot pigment (barva) pri izdelavi dekorativnega zelenega stekla in keramike. Znana pasta GOI (okrajšava za ime "State Optical Institute") se uporablja za brušenje in poliranje optike, kovine. izdelki v nakitu.

Zaradi netopnosti in trdnosti kromovega (III) oksida se uporablja tudi v tiskarskih barvah (na primer za barvanje bankovcev). Na splošno se oksidi mnogih kovin uporabljajo kot pigmenti za najrazličnejše barve, čeprav to nikakor ni njihova edina uporaba.

Naloge za popravljanje

1. Ločeno zapišite kemijske formule kislih in bazičnih oksidov, ki tvorijo soli.

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

2. Podane so snovi : 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

Izberite s seznama: bazični oksidi, kisli oksidi, indiferentni oksidi, amfoterni oksidi in jim dajte imena.

3. Končajte UCR, navedite vrsto reakcije, poimenujte reakcijske produkte

Na2O + H2O =

N2O5 + H2O =

CaO + HNO 3 =

NaOH + P 2 O 5 \u003d

K 2 O + CO 2 \u003d

Cu (OH) 2 \u003d? +?

4. Izvedite transformacije po shemi:

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

Rad bi podal najenostavnejšo možno definicijo oksida - to je kombinacija elementa s kisikom. Vendar obstajajo kisline in soli. Razmislite o spojinah H2O2 in BaO2. Vodikov peroksid je šibka kislina (v vodi disociira, da daje vodikove ione ter anione HO2- in O2-2). Barijev peroksid je barijeva sol vodikovega peroksida. Molekuli H2O2 in BaO2 imata kisik most -O-O-, zato je oksidacijsko stanje kisika v teh spojinah -1. V anorganski kemiji peroksidov običajno ne uvrščamo med okside, zato je treba razjasniti definicijo oksida, da peroksidi ne sodijo v ta razred. Fluor je najbolj reaktivna nekovina, sledi mu kisik. Formalno oksidacijsko stanje atoma kisika v fluorovem oksidu je +2, v vseh ostalih oksidih pa -2. Zato so oksidi spojine elementov s kisikom, v katerih ima kisik formalno oksidacijsko stanje -2 (z izjemo fluorovega oksida, kjer je +2).

Isti kemični element lahko s kisikom tvori ne en oksid, ampak več, na primer za dušik so znani oksidi N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. V vseh teh oksidih je oksidacijsko stanje kisika -2, dušika pa +1, +2, +3, +4, +4 in +5. Dva oksida: NO2 in N2O4 imata enaka oksidacijska stanja dušika in kisika. Ime snovi odraža zgodovino razvoja kemije kot znanosti. V obdobju kopičenja eksperimentalnih podatkov v kemiji so imena snovi odražala bodisi način njihove proizvodnje (žgana magnezija: MgCO3 ® MgO + CO2) bodisi naravo učinka na človeka (N2O - smejalni plin) ali področje uporabe (vijolično-rdeča barva "miniaturna" - Pb3O4 ) itd. Kot vse več ljudje so študirali kemijo, saj je bilo treba vse več snovi karakterizirati in si jih zapomniti, je postalo potrebno formulo snovi preprosto poimenovati z besedami. Uvajanje pojmov valenca, oksidacijsko stanje itd. vplival na imena snovi. Zagotovili bomo tabelo, ki daje imena dušikovih oksidov pri uporabi različni stili in nomenklaturo.

Pridobivanje oksidov

Pri preučevanju tega poglavja bo posebna pozornost namenjena razmerju »sorodnih« snovi iz različnih razredov.

Kako pridobiti okside iz preprostih snovi? Njihova oksidacija:

2Mg + O2 = 2MgO, 2C + O2 = 2CO, C + O2 = CO2.

Poglejmo le temeljno možnost pridobivanja oksida iz preprostih snovi. O proizvodnji CO in CO2 bomo razpravljali v razdelku »Ogljik«.

Ali je mogoče dobiti okside iz oksidov? da:

2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

Ali je mogoče pridobiti okside iz hidroksidov? da:

Ca(OH)2 CaO + H2O, H2CO3 = CO2 + H2O.

Ali je mogoče pridobiti okside iz soli? da:

CaCO3 CaO + CO2, 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2.

Lastnosti oksidov

Če natančno pogledate zgoraj napisane reakcije, nam bodo tiste od njih, v katerih so bili oksidi najdeni na levi strani enačbe, povedali o lastnostih oksidov. Te lastnosti, ki so skupne vsem oksidom, so povezane z redoks procesi:

2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2, Al + Fe2O3 = Al2O3 + Fe, C + Fe2O3 = CO + 2FeO.

Toda kljub temu se lastnosti oksidov običajno upoštevajo ob upoštevanju njihove razvrstitve.

Lastnosti bazičnih oksidov

Najprej je treba pokazati, da so ustrezni hidroksidi baze:

CaO + H2O = Ca(OH)2, Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-,

tiste. oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin pri interakciji z vodo dajo v vodi topne baze, ki jih imenujemo alkalije.

Osnovni oksidi, ki reagirajo s kislimi ali amfoternimi oksidi, dajejo soli:

CaO + SO3 = CaSO4, BaO + Al2O3 = Ba(AlO2)2.

Osnovni oksidi, ki reagirajo s kislimi ali amfoternimi hidroksidi, dajejo soli:

CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O, K2O + Zn(OH)2 = K2ZnO2 + H2O.

Osnovni oksidi, ki reagirajo s kislimi solmi, dajo srednje soli:

CaO + Ca(HCO3)2 = 2CaCO3 + H2O.

Bazični oksidi, ki reagirajo z normalnimi solmi, dajo bazične soli:

MgO + MgCl2 + H2O = 2Mg(OH)Cl.

Lastnosti kislinskih oksidov

Hidroksidi, ki ustrezajo kislinskim oksidom, so kisline:

SO3 + H2O = H2SO4, H2SO4 = 2H+ + SO42-.

Mnogi kisli oksidi se raztopijo v vodi in tvorijo kisline. Obstajajo pa tudi takšni kisli oksidi, ki se ne raztopijo v vodi in ne sodelujejo z njo: SiO2.

Kislinski oksidi, ki reagirajo z bazičnimi ali amfoternimi oksidi, dajejo soli:

SiO2 + CaO = CaSiO3, 3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3.

Kislinski oksidi, ki reagirajo z bazičnimi ali amfoternimi hidroksidi, dajejo soli:

SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O, SO3 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + H2O.

Kislinski oksidi, ki reagirajo z bazičnimi solmi, dajo srednje soli.

Kislinski oksidi, ki reagirajo z običajnimi solmi, dajejo kislinske soli:

CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2.

Lastnosti amfoternih oksidov

Hidroksidi, ki ustrezajo amfoternim oksidom, imajo amfoterne lastnosti:

Zn(OH)2 = Zn2+ + 2OH-, H2ZnO2 = 2H+ + ZnO22-.

Amfoterni oksidi se v vhodu ne raztopijo.

Amfoterni oksidi, ki reagirajo z bazičnimi ali kislimi oksidi, dajejo soli:

Al2O3 + K2O = 2KAlO2, Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3.

Amfoterni oksidi, ki reagirajo z bazičnimi ali kislimi hidroksidi, dajejo soli:

ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O, ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O.

Lastnosti oksidov

oksidi so kompleksne kemikalije kemične spojine preprosti elementi s kisikom. so tvorba soli in ne tvorijo soli. V tem primeru so tvorbe soli 3 vrste: glavni(iz besede "fundacija"), kislo in amfoterično.
Primer oksidov, ki ne tvorijo soli, so lahko: NO (dušikov oksid) - je brezbarven plin, brez vonja. Nastane med nevihto v ozračju. CO (ogljikov monoksid) je plin brez vonja, ki nastane pri zgorevanju premoga. Ponavadi se imenuje ogljikov monoksid. Obstajajo tudi drugi oksidi, ki ne tvorijo soli. Zdaj pa si podrobneje ogledamo vsako vrsto oksidov, ki tvorijo sol.

Osnovni oksidi

Osnovni oksidi- to so kompleksne kemične snovi, povezane z oksidi, ki s kemično reakcijo s kislinami ali kislinskimi oksidi tvorijo soli in ne reagirajo z bazami ali bazičnimi oksidi. Na primer, glavni so:
K 2 O (kalijev oksid), CaO (kalcijev oksid), FeO (2-valentni železov oksid).

Razmislite Kemijske lastnosti oksidi po primerih

1. Interakcija z vodo:
- interakcija z vodo za tvorbo baze (ali alkalije)

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2 (dobro znana reakcija gašenja apna, v tem primeru, veliko število vročina!)

2. Interakcija s kislinami:
- interakcija s kislino za tvorbo soli in vode (raztopina soli v vodi)

CaO + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O (kristali te snovi CaSO 4 so vsem znani pod imenom "mavec").

3. Interakcija s kislinskimi oksidi: nastajanje soli

CaO + CO 2 → CaCO 3 (Ta snov je znana vsem - navadna kreda!)

Kislinski oksidi

Kislinski oksidi- to so kompleksne kemikalije, povezane z oksidi, ki pri kemični interakciji z bazami ali bazičnimi oksidi tvorijo soli in ne sodelujejo s kislimi oksidi.

Primeri kislih oksidov so:

CO 2 (dobro znan ogljikov dioksid), P 2 O 5 - fosforjev oksid (nastane z zgorevanjem belega fosforja v zraku), SO 3 - žveplov trioksid - ta snov se uporablja za proizvodnjo žveplove kisline.

Kemična reakcija z vodo

CO 2 +H 2 O→ H 2 CO 3 je snov - ogljikova kislina - ena izmed šibkih kislin, dodaja se gazirani vodi za "mehurčke" plina. Ko se temperatura dvigne, se topnost plina v vodi zmanjša, njegov presežek pa se pojavi v obliki mehurčkov.

Reakcija z alkalijami (baze):

CO 2 +2NaOH→ Na 2 CO 3 +H 2 O- nastala snov (sol) se široko uporablja v gospodarstvu. Njegovo ime - soda ali pralna soda - je odlično. detergent za zažgane ponve, maščobe, zažgane. Ne priporočam dela z golimi rokami!

Reakcija z bazičnimi oksidi:

CO 2 + MgO → MgCO 3 - prejeta sol - magnezijev karbonat - imenovana tudi "grenka sol".

Amfoterni oksidi

Amfoterni oksidi- gre za kompleksne kemikalije, sorodne tudi oksidom, ki pri kemični interakciji s kislinami tvorijo soli (oz. kislinski oksidi) in osnove (oz bazični oksidi). Najpogostejša uporaba besede "amfoterično" v našem primeru se nanaša na kovinski oksidi.

Primer amfoterni oksidi je lahko:

ZnO - cinkov oksid (bel prah, ki se pogosto uporablja v medicini za izdelavo mask in krem), Al 2 O 3 - aluminijev oksid (imenovan tudi "aluminijev oksid").

Kemične lastnosti amfoternih oksidov so edinstvene po tem, da lahko vstopijo v kemične reakcije, ki ustrezajo tako bazam kot kislinam. Na primer:

Reakcija s kislinskim oksidom:

ZnO + H 2 CO 3 → ZnCO 3 + H 2 O - Nastala snov je raztopina soli "cinkovega karbonata" v vodi.

Reakcija z bazami:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O - nastala snov je dvojna natrijeva in cinkova sol.

Pridobivanje oksidov

Pridobivanje oksidov proizvedene na različne načine. To je lahko fizično in s kemičnimi sredstvi. po največ na preprost način je kemična interakcija preprostih elementov s kisikom. Na primer, rezultat procesa zgorevanja ali eden od produktov te kemične reakcije so oksidi. Na primer, če v bučko s kisikom damo razgreto železno palico in ne samo železo (lahko vzamete cink Zn, kositer Sn, svinec Pb, baker Cu, - na splošno, kar je pri roki), potem Pojavila se bo kemična reakcija oksidacije železa, ki jo spremljajo svetel blisk in iskre. Reakcijski produkt bo črni železov oksid FeO v prahu:

2Fe+O 2 → 2FeO

Popolnoma podobne kemijske reakcije z drugimi kovinami in nekovinami. Cink gori v kisiku, da nastane cinkov oksid

2Zn+O 2 → 2ZnO

Zgorevanje premoga spremlja tvorba dveh oksidov hkrati: ogljikovega monoksida in ogljikovega dioksida.

2C+O 2 → 2CO - nastanek ogljikovega monoksida.

C + O 2 → CO 2 - nastajanje ogljikovega dioksida. Ta plin nastane, če je kisika več kot dovolj, to pomeni, da v vsakem primeru reakcija najprej poteka s tvorbo ogljikovega monoksida, nato pa se ogljikov monoksid oksidira in se spremeni v ogljikov dioksid.

Pridobivanje oksidov se lahko izvede na drug način - s kemično reakcijo razgradnje. Za pridobitev železovega oksida ali aluminijevega oksida je treba na primer vžgati ustrezne baze teh kovin v ognju:

Fe(OH) 2 → FeO+H 2 O

Trden aluminijev oksid - mineralni korund železov (III) oksid. Površina planeta Mars ima rdečkasto-oranžno barvo zaradi prisotnosti železovega (III) oksida v tleh. Trden aluminijev oksid - korund

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O,
kot tudi pri razgradnji posameznih kislin:

H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2 - razpad ogljikova kislina

H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2 - razgradnja žveplove kisline

Pridobivanje oksidov je mogoče izdelati iz kovinskih soli z močnim segrevanjem:

CaCO 3 → CaO + CO 2 - kalcijev oksid (ali živo apno) in ogljikov dioksid se pridobivata s žganjem krede.

2Cu(NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 - pri tej reakciji razgradnje naenkrat dobimo dva oksida: bakrov CuO (črni) in dušikov NO 2 (zaradi njegove resnično rjave barve ga imenujemo tudi rjavi plin) .

Drug način pridobivanja oksidov je z redoks reakcijami.

Cu + 4HNO 3 (konc.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 (konc.) → 3SO 2 + 2H 2 O

Klorovi oksidi

molekula ClO 2 Molekula Cl 2 O 7 Dušikov oksid N 2 O Dušikov anhidrid N 2 O 3 Dušikov anhidrid N 2 O 5 Rjavi plin NO 2

Znane so naslednje klorovih oksidov: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Vsi, razen Cl 2 O 7 , so rumene ali oranžne barve in niso stabilni, zlasti ClO 2 , Cl 2 O 6 . vse klorovih oksidov eksplozivni in so zelo močni oksidanti.

V reakciji z vodo tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik in klor:

Torej, Cl 2 O - kislinski klorov oksid hipoklorova kislina.

Cl 2 O + H 2 O → 2HClO - Hipoklorova kislina

ClO 2 - kislinski klorov oksid hipoklorova in hipoklorovita kislina, saj v kemični reakciji z vodo tvori dve od teh kislin hkrati:

ClO 2 + H 2 O → HClO 2 + HClO 3

Cl 2 O 6 - tudi kislinski klorov oksid klorova in perklorova kislina:

Cl 2 O 6 + H 2 O → HClO 3 + HClO 4

In končno, Cl 2 O 7 - brezbarvna tekočina - kislinski klorov oksid perklorova kislina:

Cl 2 O 7 + H 2 O → 2HClO 4

dušikovi oksidi

Dušik je plin, ki tvori 5 različnih spojin s kisikom - 5 dušikovi oksidi. in sicer:

N 2 O - dušikov hemioksid. Njegovo drugo ime je v medicini znano pod imenom smejalni plin oz dušikov oksid- Je brezbarven sladkast in prijeten okus na plin.
-NE- dušikov monoksid Brezbarven plin brez vonja in okusa.
- N 2 O 3 - dušikov anhidrid- brezbarvna kristalinična snov
- NE 2 - dušikov dioksid. Njegovo drugo ime je rjavi plin- plin ima res rjavo barvo
- N 2 O 5 - dušikov anhidrid- modra tekočina, ki vre pri temperaturi 3,5 0 C

Med vsemi naštetimi dušikovimi spojinami sta v industriji največje zanimanje NO - dušikov monoksid in NO 2 - dušikov dioksid. dušikov monoksid(NE) in dušikov oksid N 2 O ne reagira niti z vodo niti z alkalijami. (N 2 O 3) pri reakciji z vodo tvori šibko in nestabilno dušikovo kislino HNO 2, ki se na zraku postopoma spremeni v stabilnejšo. Kemična snov dušikova kislina Razmislite o nekaterih kemične lastnosti dušikovih oksidov:

Reakcija z vodo:

2NO 2 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2 - 2 kisline nastanejo naenkrat: Dušikova kislina HNO 3 in dušikova kislina.

Reakcija z alkalijo:

2NO 2 + 2NaOH → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - nastaneta dve soli: natrijev nitrat NaNO 3 (ali natrijev nitrat) in natrijev nitrit (sol dušikove kisline).

Reakcija s solmi:

2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - nastaneta dve soli: natrijev nitrat in natrijev nitrit ter se sprosti ogljikov dioksid.

Dušikov dioksid (NO 2) dobimo iz dušikovega monoksida (NO) s kemično reakcijo spojine s kisikom:

2NO + O 2 → 2NO 2

železovi oksidi

železo tvori dve oksid: FeO- železov oksid(2-valentni) - črni prah, ki se pridobiva z redukcijo železov oksid(3-valentni) ogljikov monoksid z naslednjo kemično reakcijo:

Fe 2 O 3 + CO → 2FeO + CO 2

Ta bazični oksid zlahka reagira s kislinami. Ima redukcijske lastnosti in se hitro oksidira v železov oksid(3-valentni).

4FeO +O 2 → 2Fe 2 O 3

železov oksid(3-valentni) - rdeče-rjav prah (hematit), ki ima amfoterne lastnosti (lahko sodeluje s kislinami in alkalijami). Toda kislinske lastnosti tega oksida so tako šibko izražene, da se najpogosteje uporablja kot bazični oksid.

Obstajajo tudi ti mešani železov oksid Fe 3 O 4 . Nastane med zgorevanjem železa, dobro prevaja elektrika in ima magnetne lastnosti(imenuje se magnetna železova ruda ali magnetit). Če železo izgori, se kot posledica reakcije zgorevanja tvori lestvica, sestavljena iz dveh oksidov hkrati: železov oksid(III) in (II) valenca.

Žveplov oksid

Žveplov dioksid SO2

Žveplov oksid SO 2 - oz žveplov dioksid se nanaša na kislinski oksidi, vendar ne tvori kisline, čeprav se popolnoma raztopi v vodi - 40 litrov žveplovega oksida v 1 litru vode (za lažje sestavljanje kemijske enačbe ta raztopina se imenuje žveplova kislina).

V normalnih okoliščinah je brezbarven plin z ostrim in zadušljivim vonjem po žveplom. Pri temperaturi le -10 0 C se lahko prevede v tekoče stanje.

V prisotnosti katalizatorja -vanadijev oksid (V 2 O 5) žveplov oksid prevzame kisik in se spremeni v žveplov trioksid

2SO 2 + O 2 → 2SO 3

raztopljeni v vodi žveplov dioksid- žveplov oksid SO 2 - oksidira zelo počasi, zaradi česar se raztopina sama spremeni v žveplovo kislino

Če žveplov dioksid prehaja skozi alkalijsko raztopino, na primer natrijev hidroksid, nato nastane natrijev sulfit (ali hidrosulfit - odvisno od tega, koliko alkalije in žveplovega dioksida se vzame)

NaOH + SO 2 → NaHSO 3 - žveplov dioksid vzeti v presežku

2NaOH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O

Če žveplov dioksid ne reagira z vodo, zakaj potem njegova vodna raztopina daje kislo reakcijo?! Da, ne reagira, ampak se v vodi oksidira in si doda kisik. In izkazalo se je, da se v vodi kopičijo prosti vodikovi atomi, ki povzročijo kislo reakcijo (to lahko preverite z nekim indikatorjem!)

Oksidi imenujemo kompleksne snovi, katerih sestava molekul vključuje atome kisika v oksidacijskem stanju - 2 in nekatere druge elemente.

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

So solotvorne in ne-solotvorne.

Oksidi, ki tvorijo sol- To so oksidi, ki tvorijo soli kot posledica kemičnih reakcij. 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, ko reagira 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 imenujemo oksidi, ki ne tvorijo soli. Primer je CO, N 2 O, NO.

Oksidi, ki tvorijo sol, pa so 3 vrste: osnovni (iz slov « bazo » ), kisla in amfoterna.

Osnovni oksidi imenujemo takšni kovinski oksidi, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred baz. Osnovni oksidi vključujejo na primer Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO itd.

Kemijske lastnosti bazičnih oksidov

1. Vodotopni bazični oksidi reagirajo z vodo in tvorijo baze:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Vzajemno delujejo s kislinskimi oksidi in tvorijo ustrezne soli

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

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

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reakcija z amfoternimi oksidi:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2 .

Če je drugi element v sestavi oksidov nekovina ali kovina z višjo valenco (običajno kaže od IV do VII), bodo takšni oksidi kisli. Kislinski oksidi (anhidridi kislin) so oksidi, ki ustrezajo hidroksidom, ki spadajo v razred kislin. To je 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. Vzajemno delujejo z vodo in tvorijo kislino:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

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

2. Reagirajte z oksidi na osnovi, da nastane sol:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Vzajemno delujejo z alkalijami in tvorijo sol in vodo:

CO 2 + Ba (OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

del amfoterni oksid vključuje element, ki ima amfoterne lastnosti. Amfoternost se razume kot sposobnost spojin, da kažejo kisle in bazične lastnosti, odvisno od pogojev. Na primer, cinkov oksid ZnO je lahko tako baza kot kislina (Zn(OH) 2 in H 2 ZnO 2). Amfoternost se izraža v tem, da imajo amfoterni oksidi odvisno od pogojev bodisi bazične bodisi kisle lastnosti.

Kemijske lastnosti amfoternih oksidov

1. Vzajemno delujejo s kislinami, da tvorijo sol in vodo:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reagira s trdnimi alkalijami (med fuzijo), pri čemer nastane kot posledica reakcijske soli - natrijev cinkat in voda:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Ko cinkov oksid interagira z alkalijsko raztopino (isti NaOH), pride do druge reakcije:

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

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

Amfoterni oksidi se običajno ne raztopijo v vodi in z njo ne reagirajo.

Imaš kakšno vprašanje? Želite izvedeti več o oksidih?
Če želite dobiti pomoč od mentorja -.
Prva lekcija je brezplačna!

blog.site, pri popolnem ali delnem kopiranju gradiva je potrebna povezava do vira.