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Propriétés chimiques oxydes basiques

Vous pouvez lire en détail sur les oxydes, leur classification et leurs méthodes de préparation. .

1. Interaction avec l'eau. Seuls les oxydes basiques, qui correspondent aux hydroxydes solubles (alcalis), peuvent réagir avec l'eau. 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 + H 2 O → Ca(OH) 2

CuO + H 2 O ≠

2. Interaction avec les oxydes d'acide et les acides. Lorsque les oxydes basiques interagissent avec des acides, un sel de cet acide et de l'eau se forment. Lorsqu'un oxyde basique interagit avec un oxyde acide, 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 suivante s'applique :

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

Autrement dit, 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 oxydes amphotères, des sels se forment :

oxyde basique + oxyde amphotère = sel

Ils interagissent avec les oxydes amphotères lors de la fusion uniquement des oxydes basiques, qui correspondent aux alcalis . Cela crée du sel. Le métal contenu dans le sel provient de l’oxyde le plus basique, le résidu acide de l’oxyde le plus acide. Dans ce cas, l'oxyde amphotère forme un résidu acide.

K 2 O + Al 2 O 3 → 2KAlO 2

CuO + Al2O3 ≠ (la réaction ne se produit pas car Cu(OH) 2 est un hydroxyde insoluble)

(pour déterminer le résidu acide, on ajoute une molécule d'eau à la formule d'un oxyde amphotère ou acide : Al 2 O 3 + H 2 O = H 2 Al 2 O 4 et on divise les indices obtenus par deux si l'état d'oxydation du L'élément est impair : HAlO 2. Le résultat est un ion aluminate AlO 2 - La charge de l'ion peut être facilement déterminée par le nombre d'atomes d'hydrogène attachés - s'il y a 1 atome d'hydrogène, alors la charge de l'anion sera de -1 , s'il y a 2 hydrogènes, alors -2, etc.).

Les hydroxydes amphotères se décomposent lorsqu’ils sont chauffés et ne peuvent donc pas réagir avec les oxydes basiques.

4. Interaction des oxydes basiques avec des agents réducteurs.

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

4.1. Réduction avec du charbon ou du monoxyde de carbone.

Le carbone (charbon) réduit des oxydes uniquement 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 réduit également 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 + CO 2

4.2. Réduction avec de l'hydrogène .

L'hydrogène réduit des oxydes uniquement les métaux situés dans la série d'activités à droite de l'aluminium. La réaction avec l'hydrogène ne se produit que dans des conditions difficiles - sous pression et chauffage.

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

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

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

Par exemple , L'oxyde de zinc réagit avec l'aluminium :

3ZnO + 2Al → Al2O3 + 3Zn

mais n'interagit pas avec le cuivre :

ZnO + Cu≠

La réduction des métaux à partir d'oxydes à l'aide d'autres métaux est un processus très courant. L'aluminium et le magnésium sont souvent 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 lorsqu'on travaille avec eux.

Par exemple, le césium explose dans l'air.

Aluminothermie– est la réduction des métaux des oxydes avec l’aluminium.

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

3CuO + 2Al → Al2O3 + 3Cu

Magniethermie– est la réduction des métaux des oxydes avec du magnésium.

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

4.4. Réduction à l'ammoniaque.

Seuls les oxydes de métaux inactifs peuvent être réduits avec de l'ammoniac. La réaction ne se produit 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 des agents oxydants.

Sous l'influence 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 agir comme agents réducteurs.

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

4FeO + O2 → 2Fe2O3

Propriétés chimiques de l'eau

Interaction de l'eau avec les métaux.

Si des copeaux de calcium sont placés dans une bouteille d'eau, des bulles de gaz commenceront à se détacher de la surface du calcium, tout comme de la surface du zinc placé dans une solution d'acide sulfurique. Lorsque nous amenons un éclat allumé dans le trou du cylindre, nous observons des éclairs. C'est de l'hydrogène qui brûle. L'eau dans le cylindre devient trouble. Les particules blanches en suspension qui apparaissent 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 = 2Ca (OH) 2 + H 2

Au cours de cette réaction, à partir d'une molécule d'eau H 2 O, qui peut être représentée par H-OH (groupe - OH - groupe hydroxo), -OH est converti en hydroxyde de calcium. Puisque l'atome de calcium est divalent, il déplace deux atomes d'hydrogène de deux molécules d'eau et les deux groupes -OH restants se combinent avec l'atome de calcium.

La réaction du sodium avec l'eau se déroule encore plus vigoureusement. Placez un morceau de sodium dans un verre d'eau. Le sodium flotte à la surface, fond et se transforme en une goutte brillante. Il se déplace rapidement à la surface de l’eau, émettant des sifflements et diminuant de taille. Après avoir évaporé la solution, nous trouverons une substance solide blanche - l'hydroxyde de sodium NaOH

2Na + 2НН = 2NaOH + H 2

Le sodium et le calcium sont parmi les plus actifs chimiquement.

Interaction de l'eau avec des oxydes non métalliques .

Brûlons du phosphore rouge dans un pot sur une cuillère. Ajoutons un peu d'eau et attendons que l'oxyde de phosphore (V) P 2 0 5 obtenu se dissolve. Ajoutez 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) se combine avec l'eau et l'acide phosphorique H 3 P0 4 est obtenu :

Р 2 0 5 + ЗН 2 0 = 2Н 3 Р0 4

Brûlons du soufre dans un bocal contenant de l'eau et examinons la solution obtenue avec une solution de tournesol. Il deviendra également rouge. L'oxyde de soufre (IV) S0 2, formé lors de la combustion du soufre, combiné à l'eau et à 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 :

DONC 2+ H 2 O = 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 + N 2 0 = 2HN0 3

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

Interaction de l'eau avec les oxydes métalliques.

Considérons maintenant la relation entre les oxydes métalliques et l'eau. Versez l'oxyde de cuivre CuO, l'oxyde de fer Fe203, l'oxyde de zinc ZnO et l'oxyde de calcium CaO dans des tasses et ajoutez un peu d'eau dans chacune. Les oxydes de cuivre, de fer et de zinc ne se dissolvent pas dans l'eau et ne s'y combinent pas. L'oxyde de calcium, ou chaux vive, se comporte différemment.

Lorsque l'on verse de l'eau sur des morceaux de chaux vive, on observe un échauffement si fort qu'une partie de l'eau se transforme en vapeur et que les morceaux de chaux vive, s'effritant, se transforment en poudre sèche et libre - chaux éteinte ou hydroxyde de calciumCa(OH) 2 :

CaO + H 2 0 = Ca(OH)2

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

Na 2 0 + H 2 0 = 2NaOH

K 2 0+N 2 0 = 2KON

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 majorité d'entre eux), tandis que d'autres (oxyde de potassium, oxyde de sodium, oxyde de calcium, oxyde de baryum, etc.) se combinent à elle pour former des hydroxydes, classés comme bases.

(Chimie inorganique, niveau 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 classés comme oxydes. Toutes ces substances contiennent de l'oxygène et un autre élément. Les substances Na 2 O 2 , H 2 SO 4 et HCl ne sont pas des 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 la signification du terme indice d’oxydation, ce n’est pas grave. Dans un premier temps, 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 de mentionner l’état d’oxydation.

Des oxydes de presque tous les éléments actuellement connus ont été obtenus, à l'exception de certains gaz rares et des éléments transuraniens « exotiques ». De plus, de nombreux éléments forment plusieurs oxydes (pour l'azote par exemple, on en connaît six).

Nomenclature des oxydes

Nous devons 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 - oxyde nitrique (V),
N 2 O 3 - oxyde nitrique (III).

Attention, point important : si la valence d'un élément est constante, on ne la mentionne PAS dans le nom de l'oxyde. Si la valence change, veillez à 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 à la fois 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 dû notamment 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 , SO 2, NON, CO).

Différentes couleurs : MgO et Na 2 O sont blancs, CuO est noir, N 2 O 3 est bleu, CrO 3 est rouge, etc.

Les fusions d'oxydes avec une liaison de type ionique conduisent bien l'électricité; les oxydes covalents ont généralement une faible conductivité électrique.

Classement des oxydes

Tous les oxydes existant dans la nature peuvent être divisés en 4 classes : basiques, acides, amphotères et non salifiants. Parfois, les trois premières classes sont combinées dans le groupe des oxydes salifères, mais pour nous, cela n'a plus d'importance pour le moment. Les propriétés chimiques des oxydes de différentes classes diffèrent considérablement, 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. Apprenez simplement ces quatre formules !

Pour avancer, nous devons nous rappeler que dans la nature, il existe deux types substances simples- les métaux et les non-métaux (on distingue parfois un autre groupe de semi-métaux ou métalloïdes). Si vous comprenez clairement quels éléments sont des métaux, continuez à lire cet article. Si vous avez le moindre doute, référez-vous au matériel "Métaux et non-métaux" sur ce site Web.

Alors laissez-moi vous dire que tous les oxydes amphotères sont des oxydes métalliques, mais que tous les oxydes métalliques ne sont pas amphotères. Je vais lister les plus importants d'entre eux : BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, SnO. La liste n'est pas complète, mais vous devez absolument vous rappeler les formules répertoriées ! Dans la plupart des oxydes amphotères, le métal présente un état d'oxydation de +2 ou +3 (mais il existe 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 un élément qui ne forme pas d'oxyde est le fluor, qui se combine avec l’oxygène pour former du fluorure d’oxygène. Cela est dû au fait que le fluor est un élément plus électronégatif que l’oxygène.

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

Classement 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. Ne forme pas de sel 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 oxydes métalliques dans la mesure oxydation V-VII- Mn 2 O 7, CO 2, N 2 O 5, SO 2, SO 3, etc.)
• (Oxydes métalliques au 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. Donc, 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 réagissaient : De même, Les bases amphotères correspondent aux oxydes amphotères, qui peut présenter des propriétés à la fois acides et basiques : Les éléments chimiques présentant différents degrés d’oxydation peuvent former divers oxydes. Afin de distinguer d'une manière ou d'une autre les oxydes de ces éléments, après le nom de l'oxyde, la valence est indiquée entre parenthèses.

CO 2 – monoxyde de carbone (IV)

N 2 O 3 – oxyde nitrique (III)

Propriétés physiques des oxydes

Les oxydes sont très divers dans leur propriétés physiques. Ils peuvent être soit des liquides (H 2 O), des gaz (CO 2, SO 3) ou des solides (Al 2 O 3, Fe 2 O 3). De plus, les oxydes basiques sont généralement des solides. Les oxydes ont également une grande variété de couleurs - 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 (bases) correspondants : Les oxydes basiques réagissent avec les oxydes acides pour former des sels : Ils réagissent de la même manière avec les acides, mais avec dégagement d'eau : Les oxydes de métaux moins actifs que l'aluminium peuvent être réduits en métaux :

• Oxydes acides

Les oxydes acides 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 par d'autres moyens.

Les oxydes acides interagissent avec les oxydes basiques en formant des sels : De la même manière, avec la formation de sels, les oxydes acides réagissent avec les bases : Si un acide polybasique correspond à un oxyde donné, 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 des propriétés à la fois acides et basiques. Ils agissent donc comme des oxydes basiques dans les réactions avec des acides ou des oxydes acides, formant des sels : Et dans des 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 présenterons les principales.

La plupart des oxydes peuvent être obtenus par interaction directe de l'oxygène avec un élément chimique : Lors de la torréfaction 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 courants partout au 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 de produits alimentaires, ce qui augmente la durée de conservation des fruits, par exemple.

Les oxydes de fer sont utilisés pour obtenir des peintures et produire des électrodes, bien que la plupart des oxydes de fer soient réduits en fer métallique en 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 sont insolubles dans l'eau, ils sont donc devenus un bon matériau pour la production de peintures - le badigeon.

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 et de céramiques colorés verts, 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, qui est libéré par tous les organismes vivants lors de la respiration, est utilisé pour éteindre les incendies et également, 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 avec un 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 dur(sable $SiO_2$, variétés de quartz), liquide(oxyde d'hydrogène $H_2O$), gazeux(oxydes de carbone : dioxyde de carbone $CO_2$ et dioxyde de carbone $CO$ gaz). En fonction de leurs propriétés chimiques, les oxydes sont divisés en salifiants et non salifiants.

Ne forme pas de sel Ce sont des oxydes qui ne réagissent pas avec les alcalis ou les acides et ne forment pas de sels. Ils sont peu nombreux, ils contiennent des non-métaux.

Formation de sel Ce sont des oxydes qui réagissent avec des acides ou des bases pour former du sel et de l'eau.

Parmi les oxydes salifiants, il y a les oxydes basique, acide, amphotère.

Oxydes basiques- ce sont des oxydes qui correspondent aux 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- ce sont des oxydes qui correspondent aux 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 que les oxydes métalliques aux degrés d'oxydation élevés : $(Cr)↖(+6)O_3$ correspond à $H_2CrO_4, (Mn_2)↖( +7 )O_7 — HMnO_4$.

Réactions typiques des oxydes d'acide :

1. Oxyde d'acide + 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) :

$N_2O_5+H_2O=2HNO_3$.

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

Amphotère sont 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 :

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

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