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Propriétés chimiques oxydes basiques

Des détails sur les oxydes, leur classification et les méthodes d'obtention peuvent être lus .

1. Interaction avec l'eau. Seuls les oxydes basiques sont capables de réagir avec l'eau, ce qui correspond aux hydroxydes solubles (alcalis). Les alcalis forment des métaux alcalins (lithium, sodium, potassium, rubidium et césium) et des métaux alcalino-terreux (calcium, strontium, baryum). Les oxydes d'autres métaux ne réagissent pas chimiquement avec l'eau. L'oxyde de magnésium réagit avec l'eau lorsqu'il est bouilli.

CaO + H2O → Ca(OH)2

CuO + H 2 O ≠

2. Interaction avec les oxydes d'acide et les acides. Lorsque les oxydes basiques réagissent avec les acides, un sel de cet acide et de l'eau se forment. Lorsqu'un oxyde basique et un acide réagissent, un sel se forme :

oxyde basique + acide = sel + eau

oxyde basique + oxyde acide = sel

Lorsque les oxydes basiques interagissent avec les acides et leurs oxydes, la règle fonctionne :

Au moins un des réactifs doit correspondre à un hydroxyde fort (alcalin ou acide fort).

En d'autres termes, les oxydes basiques, qui correspondent aux alcalis, réagissent avec tous les oxydes acides et leurs acides. Les oxydes basiques, qui correspondent aux hydroxydes insolubles, ne réagissent qu'avec les acides forts et leurs oxydes (N 2 O 5 , NO 2 , SO 3 ...).

3. Interaction avec les oxydes et hydroxydes amphotères.

Lorsque les oxydes basiques interagissent avec les amphotères, des sels se forment :

oxyde basique + oxyde amphotère = sel

Lors de la fusion, ils interagissent avec les oxydes amphotères uniquement des oxydes basiques, qui correspondent aux alcalis . Cela produit du sel. Le métal dans le sel est extrait de l'oxyde le plus basique, le résidu acide du plus acide. Dans ce cas, l'oxyde amphotère forme un résidu acide.

K 2 O + Al 2 O 3 → 2KAlO 2

CuO + Al 2 O 3 ≠ (il n'y a pas de réaction, car Cu(OH) 2 est un hydroxyde insoluble)

(pour déterminer le résidu acide, ajoutez une molécule d'eau à la formule d'un oxyde amphotère ou acide: Al 2 O 3 + H 2 O \u003d H 2 Al 2 O 4 et divisez par deux les indices résultants si l'état d'oxydation du l'élément est impair: HAlO 2. Il s'avère un ion aluminate AlO 2 - La charge de l'ion est facile à déterminer par le nombre d'atomes d'hydrogène attachés - si l'atome d'hydrogène est 1, alors la charge de l'anion sera -1 , si 2 hydrogène, alors -2, etc.).

Les hydroxydes amphotères se décomposent lorsqu'ils sont chauffés, de sorte qu'ils ne peuvent pas réellement réagir avec les oxydes basiques.

4. Interaction des oxydes basiques avec les agents réducteurs.

Ainsi, les ions de certains métaux sont des agents oxydants (plus ils sont à droite dans la série de tensions, plus ils sont forts). Lorsqu'ils interagissent avec des agents réducteurs, les métaux passent à l'état d'oxydation 0.

4.1. Récupération au charbon ou au monoxyde de carbone.

Le carbone (charbon) ne restitue à partir des oxydes que les métaux situés dans la série d'activité après l'aluminium. La réaction ne se produit que lorsqu'elle est chauffée.

FeO + C → Fe + CO

Le monoxyde de carbone restitue également à partir des oxydes uniquement les métaux situés après l'aluminium dans la série électrochimique :

Fe 2 O 3 + CO → Al 2 O 3 + CO 2

CuO + CO → Cu + CO2

4.2. Réduction de l'hydrogène .

L'hydrogène ne réduit les oxydes qu'en métaux situés dans la série d'activité à droite de l'aluminium. La réaction avec l'hydrogène ne se déroule que dans des conditions difficiles - sous pression et lorsqu'il est chauffé.

CuO + H2 → Cu + H2O

4.3. Récupération avec plus de métaux actifs (en fusion ou en solution, selon le métal)

Dans ce cas, les métaux plus actifs déplacent les moins actifs. C'est-à-dire que le métal ajouté à l'oxyde doit être situé à gauche dans la série d'activité que le métal de l'oxyde. Les réactions se produisent généralement lorsqu'elles sont chauffées.

Par exemple , l'oxyde de zinc interagit avec l'aluminium :

3ZnO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Zn

mais n'interagit pas avec le cuivre :

ZnO + Cu ≠

La récupération de métaux à partir d'oxydes à l'aide d'autres métaux est un processus très courant. Souvent, l'aluminium et le magnésium sont utilisés pour restaurer les métaux. Mais les métaux alcalins ne conviennent pas très bien à cela - ils sont trop actifs chimiquement, ce qui crée des difficultés lors de leur utilisation.

Par exemple, le césium explose dans l'air.

Aluminothermie est la réduction des métaux à partir des oxydes d'aluminium.

Par exemple : l'aluminium restaure l'oxyde de cuivre (II) à partir d'oxyde :

3CuO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Cu

magnésiumthermie est la réduction des métaux à partir des oxydes de magnésium.

CuO + H2 → Cu + H2O

4.4. Récupération avec de l'ammoniac.

L'ammoniac ne peut réduire que les oxydes de métaux inactifs. La réaction ne se déroule qu'à haute température.

Par exemple , l'ammoniac réduit l'oxyde de cuivre (II):

3CuO + 2NH 3 → 3Cu + 3H 2 O + N 2

5. Interaction des oxydes basiques avec les agents oxydants.

Sous l'action d'agents oxydants, certains oxydes basiques (dans lesquels les métaux peuvent augmenter le degré d'oxydation, par exemple, Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ , etc.) peuvent jouer le rôle d'agents réducteurs.

Par exemple ,l'oxyde de fer(II) peut être oxydé avec de l'oxygène en oxyde de fer(III) :

4FeO + O2 → 2Fe2O3

Propriétés chimiques de l'eau

Interaction de l'eau avec les métaux.

Si les copeaux de calcium sont abaissés dans un cylindre rempli d'eau, des bulles de gaz commenceront à se détacher de la surface du calcium, comme de la surface du zinc placé dans une solution d'acide sulfurique. En amenant un éclat allumé dans le trou du cylindre, nous observerons des éclairs. Il brûle de l'hydrogène. L'eau dans le cylindre devient trouble. Les particules blanches en suspension qui sont apparues dans le cylindre sont de l'hydroxyde de calcium Ca(OH) 2. La réaction en cours est exprimée par l'équation :

Ca + 2H 2 0 \u003d 2Ca (OH) 2 + H 2

Dans cette réaction, à partir d'une molécule d'eau H 2 O, qui peut être représentée par H-OH (groupe - OH - groupe hydroxo), -OH passe dans la composition de l'hydroxyde de calcium. Étant donné que l'atome de calcium est bivalent, il déplace deux atomes d'hydrogène de deux molécules d'eau et les deux groupes -OH restants sont connectés à l'atome de calcium.

La réaction du sodium avec l'eau se déroule encore plus vigoureusement. Déposez un morceau de sodium dans un verre d'eau. Le sodium flotte à sa surface, fond et se transforme en une goutte brillante. Il se déplace rapidement à la surface de l'eau, émettant un sifflement et diminuant de taille. En évaporant la solution, on trouve un solide blanc - hydroxyde de sodium NaOH

2Na + 2HOH \u003d 2NaOH + H 2

Le sodium et le calcium sont parmi les plus réactifs.

Interaction de l'eau avec des oxydes non métalliques .

Brûlons du phosphore rouge dans un bocal sur une cuillère. Versez un peu d'eau et attendez que l'oxyde de phosphore (V) P 2 0 5 obtenu se dissolve. Ajouter quelques gouttes de tournesol violet à la solution. Le tournesol deviendra rouge. Cela signifie que la solution contient un acide.L'oxyde de phosphore (V) est combiné avec de l'eau et l'acide phosphorique H 3 P0 4 est obtenu:

P 2 0 5 + ZN 2 0 \u003d 2N 3 P0 4

Brûlons du soufre dans un bocal dans lequel on verse de l'eau et examinons la solution obtenue avec une solution de tournesol. Il devient également rouge. L'oxyde de soufre (IV) S0 2 , formé lors de la combustion du soufre, combiné avec de l'eau, et de l'acide sulfureux a été obtenu :

S0 2 + H 2 0 = H 2 S0 2

L'oxyde de soufre (VI), en interaction avec l'eau, forme de l'acide sulfurique H 2 S0 4 :

SO2+ H 2 O \u003d H 2 S0 4

L'azote peut former de l'oxyde N205, qui réagit avec l'eau pour former de l'acide nitrique :

N 2 0 5 + H 2 0 = 2HN0 3

Les composés d'oxydes non métalliques avec de l'eau sont classés comme acides.

Interaction de l'eau avec les oxydes métalliques.

Considérons maintenant la relation à l'eau des oxydes métalliques. Nous allons verser de l'oxyde de cuivre CuO, de l'oxyde de fer Fe 2 0 3, de l'oxyde de zinc ZnO et de l'oxyde de calcium CaO dans des tasses et verser un peu d'eau dans chacune. Les oxydes de cuivre, de fer et de zinc ne se dissolvent pas dans l'eau et ne se combinent pas avec elle. L'oxyde de calcium, ou chaux vive, se comporte différemment.

Lors du versement de morceaux de chaux vive avec de l'eau, on observe un échauffement si fort qu'une partie de l'eau se transforme en vapeur et des morceaux de chaux vive, en s'effritant, se transforment en poudre libre sèche - chaux éteinte ou hydroxyde de calcium Ca (OH) 2:

CaO + H 2 0 \u003d Ca (OH) 2

Comme l'oxyde de calcium, les oxydes de sodium et de potassium se combinent avec l'eau :

Na 2 0 + H 2 0 \u003d 2NaOH

K 2 0 + H 2 0 \u003d 2KOH

Ces réactions produisent de l'hydroxyde de sodium NaOH et de l'hydroxyde de potassium KOH.

Ainsi, certains oxydes métalliques ne réagissent pas avec l'eau (la plupart d'entre eux), tandis que d'autres (oxyde de potassium, oxyde de sodium, oxyde de calcium, oxyde de baryum, etc.) se combinent avec elle pour former des hydroxydes, apparentés aux bases.

(Grade de chimie inorganique 7-8 auteur Yu. V. Khodakov et autres)

oxydes- ce sont des composés inorganiques complexes constitués de deux éléments dont l'un est l'oxygène (à l'état d'oxydation -2).

Par exemple, Na 2 O, B 2 O 3, Cl 2 O 7 sont des oxydes. Toutes ces substances contiennent de l'oxygène et un autre élément. Les substances Na 2 O 2 , H 2 SO 4 , HCl n'appartiennent pas aux oxydes: dans le premier, l'état d'oxydation de l'oxygène est -1, dans le second il n'y a pas deux, mais trois éléments, et le troisième ne contient pas d'oxygène du tout.

Si vous ne comprenez pas le sens du terme "état d'oxydation", ce n'est pas grave. Tout d'abord, vous pouvez vous référer à l'article correspondant sur ce site. Deuxièmement, même sans comprendre ce terme, vous pouvez continuer à lire. Vous pouvez temporairement oublier la mention du degré d'oxydation.

Des oxydes de presque tous les éléments actuellement connus ont été obtenus, à l'exception de certains gaz nobles et d'éléments transuraniens "exotiques". De plus, de nombreux éléments forment plusieurs oxydes (pour l'azote, par exemple, six sont connus).

Nomenclature des oxydes

Il faut apprendre à nommer les oxydes. C'est très simple.

Exemple 1. Nommez les composés suivants : Li 2 O, Al 2 O 3, N 2 O 5, N 2 O 3.

Li 2 O - oxyde de lithium,
Al 2 O 3 - oxyde d'aluminium,
N 2 O 5 - monoxyde d'azote (V),
N 2 O 3 - oxyde nitrique (III).

Attention à un point important : si la valence d'un élément est constante, on NE le mentionne PAS dans le nom de l'oxyde. Si la valence change, assurez-vous de l'indiquer entre parenthèses ! Le lithium et l'aluminium ont valence constante, l'azote a une valence variable ; c'est pour cette raison que les noms des oxydes d'azote sont complétés par des chiffres romains, symbolisant la valence.

Exercice 1. Nommez les oxydes : Na 2 O, P 2 O 3, BaO, V 2 O 5, Fe 2 O 3, GeO 2, Rb 2 O. N'oubliez pas qu'il existe des éléments à valence constante et variable.

Autre point important : il est plus correct d'appeler la substance F 2 O non pas « oxyde de fluor », mais « fluorure d'oxygène » !

Propriétés physiques des oxydes

Les propriétés physiques sont très diverses. Cela est notamment dû au fait que les oxydes peuvent présenter différents types liaison chimique. Les points de fusion et d'ébullition varient considérablement. Dans des conditions normales, les oxydes peuvent être à l'état solide (CaO, Fe 2 O 3, SiO 2, B 2 O 3), à l'état liquide (N 2 O 3, H 2 O), sous forme de gaz (N 2 O , SO2, NON, CO).

La couleur est variée : MgO et Na 2 O sont blancs, CuO est noir, N 2 O 3 est bleu, CrO 3 est rouge, etc.

L'oxyde fond avec un type de liaison ionique qui conduit bien l'électricité, les oxydes covalents ont généralement une faible conductivité électrique.

Classification des oxydes

Tous les oxydes naturels peuvent être divisés en 4 classes : basiques, acides, amphotères et non salifiants. Parfois, les trois premières classes sont combinées en un groupe d'oxydes formant des sels, mais pour nous, ce n'est pas essentiel maintenant. Les propriétés chimiques des oxydes de différentes classes sont très différentes, la question de la classification est donc très importante pour une étude plus approfondie de ce sujet !

Commençons avec oxydes non salifiants. Il faut les retenir : NO, SiO, CO, N 2 O. Il suffit d'apprendre ces quatre formules !

Pour aller plus loin, nous devons nous rappeler que dans la nature il existe deux types substances simples- métaux et non-métaux (on distingue parfois aussi un groupe de semi-métaux ou de métalloïdes). Si vous comprenez clairement quels éléments sont des métaux, continuez à lire cet article. Au moindre doute, reportez-vous à la documentation "Métaux et non-métaux" sur ce site Web.

Donc, je vous informe que tous les oxydes amphotères sont des oxydes métalliques, mais tous les oxydes métalliques ne sont pas amphotères. Je citerai les plus importants d'entre eux : BeO, ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , SnO. La liste n'est pas exhaustive, mais les formules listées doivent être rappelées ! Dans la plupart des oxydes amphotères, le métal présente un état d'oxydation de +2 ou +3 (mais il y a des exceptions).

Dans la prochaine partie de l'article, nous continuerons à parler de classification ; Parlons des oxydes acides et basiques.

Les oxydes sont des composés inorganiques constitués de deux éléments chimiques, dont l'un est l'oxygène à l'état d'oxydation -2. le seul l'élément non oxydant est le fluor, qui se combine avec l'oxygène pour former du fluorure d'oxygène. En effet, le fluor est un élément plus électronégatif que l'oxygène.

Cette classe de composés est très courante. Chaque jour, une personne rencontre une variété d'oxydes dans la vie quotidienne. L'eau, le sable, le dioxyde de carbone que nous expirons, les gaz d'échappement des voitures, la rouille sont tous des exemples d'oxydes.

Classification des oxydes

Tous les oxydes, selon leur capacité à former des sels, peuvent être divisés en deux groupes :

1. Formation de sel oxydes (CO 2, N 2 O 5, Na 2 O, SO 3, etc.)
2. Non salifiant oxydes (CO, N 2 O, SiO, NO, etc.)

À leur tour, les oxydes salifiants sont divisés en 3 groupes :

• Oxydes basiques- (Oxydes métalliques - Na 2 O, CaO, CuO, etc.)
• Oxydes acides - (Oxydes non métalliques, ainsi que les oxydes métalliques au degré Oxydation V-VII- Mn2O7, CO2, N2O5, SO2, SO3...)
• (Oxydes métalliques avec degré d'oxydation III-IV ainsi que ZnO, BeO, SnO, PbO)

Cette classification est basée sur la manifestation de certaines propriétés chimiques par les oxydes. Alors, les oxydes basiques correspondent aux bases, et les oxydes acides correspondent aux acides. Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques pour former le sel correspondant, comme si la base et l'acide correspondant à ces oxydes avaient réagi : De même, les oxydes amphotères correspondent aux bases amphotères, qui peut présenter à la fois des propriétés acides et basiques : Les éléments chimiques présentant différents états d'oxydation peuvent former divers oxydes. Afin de distinguer en quelque sorte les oxydes de ces éléments, après le nom des oxydes, la valence est indiquée entre parenthèses.

CO 2 - monoxyde de carbone (IV)

N 2 O 3 - monoxyde d'azote (III)

Propriétés physiques des oxydes

Les oxydes sont très divers dans leur propriétés physiques. Ils peuvent être aussi bien liquides (H 2 O) que gazeux (CO 2, SO 3) ou solides (Al 2 O 3, Fe 2 O 3). Dans le même temps, les oxydes basiques sont, en règle générale, des substances solides. Les oxydes ont également la couleur la plus diversifiée - de l'incolore (H 2 O, CO) et du blanc (ZnO, TiO 2) au vert (Cr 2 O 3) et même au noir (CuO).

• Oxydes basiques

Certains oxydes réagissent avec l'eau pour former les hydroxydes correspondants (bases) : Les oxydes basiques réagissent avec les oxydes acides pour former des sels : Ils réagissent de manière similaire avec les acides, mais avec libération d'eau : Les oxydes de métaux moins actifs que l'aluminium peuvent être réduits en métaux :

• Oxydes acides

Les oxydes d'acide réagissent avec l'eau pour former des acides : certains oxydes (par exemple, l'oxyde de silicium SiO2) ne réagissent pas avec l'eau, les acides sont donc obtenus d'autres manières.

Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques pour former des sels : De la même manière, avec la formation de sels, les oxydes acides réagissent avec les bases : Si un oxyde donné correspond à un acide polybasique, alors un sel acide peut également se former : Oxydes acides non volatils peut remplacer les oxydes volatils dans les sels :

Comme mentionné précédemment, les oxydes amphotères, selon les conditions, peuvent présenter à la fois des propriétés acides et basiques. Ainsi, ils agissent comme des oxydes basiques dans les réactions avec des acides ou des oxydes d'acides, avec formation de sels : Et dans les réactions avec des bases ou des oxydes basiques, ils présentent des propriétés acides :

Obtention d'oxydes

Les oxydes peuvent être obtenus de différentes manières, nous donnerons les principales.

La plupart des oxydes peuvent être obtenus par interaction directe de l'oxygène avec un élément chimique : Lors de la cuisson ou de la combustion de divers composés binaires : Décomposition thermique des sels, acides et bases : Interaction de certains métaux avec l'eau :

Application d'oxydes

Les oxydes sont extrêmement communs partout le globe et sont utilisés aussi bien dans la vie quotidienne que dans l'industrie. L'oxyde le plus important, l'oxyde d'hydrogène, l'eau, a rendu la vie possible sur Terre. L'oxyde de soufre SO 3 est utilisé pour produire de l'acide sulfurique, ainsi que pour la transformation des aliments - cela augmente la durée de conservation, par exemple, des fruits.

Les oxydes de fer sont utilisés pour produire des peintures, la production d'électrodes, bien que la plupart des oxydes de fer soient réduits en fer métallique dans la métallurgie.

L'oxyde de calcium, également connu sous le nom de chaux vive, est utilisé dans la construction. Les oxydes de zinc et de titane ont couleur blanche et insolubles dans l'eau, ils sont donc devenus un bon matériau pour la production de peintures - le lait de chaux.

L'oxyde de silicium SiO 2 est le composant principal du verre. L'oxyde de chrome Cr 2 O 3 est utilisé pour la production de verres verts colorés et de céramiques, et en raison de ses propriétés de haute résistance, pour les produits de polissage (sous forme de pâte GOI).

Le monoxyde de carbone CO 2 , que tous les organismes vivants émettent lors de la respiration, est utilisé pour éteindre le feu, et aussi, sous forme de neige carbonique, pour refroidir quelque chose.

Les oxydes sont des substances complexes constituées de deux éléments chimiques, dont l'un est l'oxygène à l'état d'oxydation ($-2$).

La formule générale des oxydes est $E_(m)O_n$, où $m$ est le nombre d'atomes de l'élément $E$ et $n$ est le nombre d'atomes d'oxygène. les oxydes peuvent être solide(sable $SiO_2$, variétés de quartz), liquide(oxyde d'hydrogène $H_2O$), gazeux(oxydes de carbone : dioxyde de carbone $CO_2$ et monoxyde de carbone $CO$). Selon leurs propriétés chimiques, les oxydes sont divisés en salifiants et non salifiants.

Non salifiant on appelle ces oxydes qui n'interagissent ni avec les alcalis ni avec les acides et ne forment pas de sels. Ils sont peu nombreux, ils incluent les non-métaux.

Formation de sel Les oxydes sont appelés ceux qui réagissent avec les acides ou les bases et forment du sel et de l'eau.

Parmi les oxydes salifiants, on distingue les oxydes basique, acide, amphotère.

Oxydes basiques sont des oxydes qui correspondent à des bases. Par exemple : $CaO$ correspond à $Ca(OH)_2, Na_2O à NaOH$.

Réactions typiques des oxydes basiques :

1. Oxyde basique + acide → sel + eau (réaction d'échange) :

$CaO+2HNO_3=Ca(NO_3)_2+H_2O$.

2. Oxyde basique + oxyde acide → sel (réaction composée) :

$MgO+SiO_2(→)↖(t)MgSiO_3$.

3. Oxyde basique + eau → alcali (réaction composée) :

$K_2O+H_2O=2KOH$.

Oxydes acides sont des oxydes qui correspondent à des acides. Ce sont des oxydes non métalliques :

N2O5 correspond à $HNO_3, SO_3 - H_2SO_4, CO_2 - H_2CO_3, P_2O_5 - H_3PO_4$, ainsi qu'aux oxydes métalliques à haut degré d'oxydation : $(Cr)↖(+6)O_3$ correspond à $H_2CrO_4, (Mn_2)↖( +7 )O_7 - HMnO_4$.

Réactions typiques des oxydes acides :

1. Acide oxyde + base → sel + eau (réaction d'échange) :

$SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$.

2. Oxyde acide + oxyde basique → sel (réaction composée) :

$CaO+CO_2=CaCO_3$.

3. Oxyde d'acide + eau → acide (réaction composée) :

$N_2O_5+H_2O=2HNO_3$.

Une telle réaction n'est possible que si l'oxyde d'acide est soluble dans l'eau.

amphotère appelés oxydes, qui, selon les conditions, présentent des propriétés basiques ou acides. Ce sont $ZnO, Al_2O_3, Cr_2O_3, V_2O_5$. Les oxydes amphotères ne se combinent pas directement avec l'eau.

Réactions typiques des oxydes amphotères :

1. Oxyde amphotère + acide → sel + eau (réaction d'échange) :

$ZnO+2HCl=ZnCl_2+H_2O$.

2. Oxyde amphotère + base → sel + eau ou composé complexe :

$Al_2O_3+2NaOH+3H_2O(=2Na,)↙(\text"tétrahydroxoaluminate de sodium")$

$Al_2O_3+2NaOH=(2NaAlO_2)↙(\text"aluminate de sodium")+H_2O$.