Interakcija oksida z vodo. Kemijske lastnosti kislinskih oksidov
|
Kupite lahko video lekcijo (posnet spletni seminar, 1,5 ure) in teoretični komplet na temo "Oksidi: priprava in kemijske lastnosti." Stroški materiala so 500 rubljev. Plačilo prek sistema Yandex.Money (Visa, Mastercard, MIR, Maestro) prek povezave. Pozor! Po plačilu morate poslati sporočilo z oznako »Oksidi« z navedbo elektronskega naslova, na katerega lahko pošljete povezavo za prenos in ogled spletnega seminarja. V 24 urah po plačilu naročila in prejemu sporočila bodo materiali webinarja poslani na vaš e-poštni naslov. Sporočilo lahko pošljete na enega od naslednjih načinov:
Brez sporočila ne bomo mogli identificirati plačila in vam poslati gradiva. |
Kemijske lastnosti bazični oksidi
Podrobno si lahko preberete o oksidih, njihovi razvrstitvi in načinih priprave. .
1. Interakcija z vodo. Z vodo lahko reagirajo samo bazični oksidi, ki ustrezajo topnim hidroksidom (alkalijam). Alkalije tvorijo alkalijske kovine (litij, natrij, kalij, rubidij in cezij) in zemeljskoalkalijske kovine (kalcij, stroncij, barij). Oksidi drugih kovin ne reagirajo kemično z vodo. Magnezijev oksid reagira z vodo pri vrenju.
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2
CuO + H 2 O ≠
2. Interakcija s kislinskimi oksidi in kislinami. Pri interakciji bazičnih oksidov s kislinami nastane sol te kisline in vode. Pri interakciji bazičnega oksida s kislim nastane sol:
bazični oksid + kislina = sol + voda
bazični oksid + kisli oksid = sol
Pri interakciji bazičnih oksidov s kislinami in njihovimi oksidi velja naslednje pravilo:
Vsaj eden od reagentov mora ustrezati močnemu hidroksidu (alkaliji ali močni kislini).
Z drugimi besedami, bazični oksidi, ki ustrezajo alkalijam, reagirajo z vsemi kislimi oksidi in njihovimi kislinami. Bazični oksidi, ki ustrezajo netopnim hidroksidom, reagirajo le z močnimi kislinami in njihovimi oksidi (N 2 O 5, NO 2, SO 3 itd.).
3. Interakcija z amfoternimi oksidi in hidroksidi.
Pri interakciji bazičnih oksidov z amfoternimi nastanejo soli:
bazični oksid + amfoterni oksid = sol
Med fuzijo medsebojno delujejo z amfoternimi oksidi samo bazični oksidi, ki ustrezajo alkalijam . To ustvarja sol. Kovina v soli prihaja iz bolj bazičnega oksida, kislinski ostanek iz bolj kislega. V tem primeru amfoterni oksid tvori kislinski ostanek.
K 2 O + Al 2 O 3 → 2KAlO 2
CuO + Al 2 O 3 ≠ (reakcija ne pride, ker je Cu(OH) 2 netopen hidroksid)
(za določitev kislega ostanka dodamo molekulo vode formuli amfoternega ali kislega oksida: Al 2 O 3 + H 2 O = H 2 Al 2 O 4 in dobljene indekse delimo na polovico, če je oksidacijsko stanje element je lih: HAlO 2. Rezultat je aluminatni ion AlO 2 - Naboj iona je mogoče enostavno določiti s številom pritrjenih vodikovih atomov - če obstaja 1 atom vodika, bo naboj aniona -1 , če sta vodika 2, potem -2 itd.).
Amfoterni hidroksidi pri segrevanju razpadejo, zato dejansko ne morejo reagirati z bazičnimi oksidi.
4. Interakcija bazičnih oksidov z reducenti.
Tako so nekateri kovinski ioni oksidanti (bolj kot so v nizu napetosti desno, tem močnejši). Pri interakciji z redukcijskimi sredstvi preidejo kovine v oksidacijsko stanje 0.
4.1. Redukcija s premogom ali ogljikovim monoksidom.
Ogljik (premog) reducira iz oksidov samo kovine, ki se nahajajo v nizu aktivnosti za aluminijem. Reakcija se pojavi samo pri segrevanju.
FeO + C → Fe + CO
Ogljikov monoksid prav tako reducira iz oksidov samo kovine, ki se nahajajo za aluminijem v elektrokemični seriji:
Fe 2 O 3 + CO → Al 2 O 3 + CO 2
CuO + CO → Cu + CO 2
4.2. Redukcija z vodikom .
Vodik reducira iz oksidov samo kovine, ki se nahajajo v nizu aktivnosti desno od aluminija. Reakcija z vodikom poteka le v težkih pogojih - pod pritiskom in segrevanjem.
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
4.3. Redukcija z bolj aktivnimi kovinami (v talini ali raztopini, odvisno od kovine)
V tem primeru bolj aktivne kovine izpodrivajo manj aktivne. To pomeni, da se mora kovina, dodana oksidu, nahajati levo v nizu aktivnosti kot kovina iz oksida. Reakcije običajno nastanejo pri segrevanju.
Na primer , Cinkov oksid reagira z aluminijem:
3ZnO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Zn
vendar ne deluje z bakrom:
ZnO + Cu ≠
Redukcija kovin iz oksidov z uporabo drugih kovin je zelo pogost postopek. Za obnovo kovin se pogosto uporabljata aluminij in magnezij. Toda alkalijske kovine za to niso zelo primerne - so preveč kemično aktivne, kar povzroča težave pri delu z njimi.
Na primer, cezij eksplodira v zraku.
Aluminotermija– je redukcija kovin iz oksidov z aluminijem.
Na primer : aluminij reducira bakrov (II) oksid iz oksida:
3CuO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Cu
Magnetermija– je redukcija kovin iz oksidov z magnezijem.
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
4.4. Redukcija z amoniakom.
Z amoniakom lahko reduciramo samo okside neaktivnih kovin. Reakcija se pojavi samo pri visokih temperaturah.
Na primer , amoniak reducira bakrov (II) oksid:
3CuO + 2NH 3 → 3Cu + 3H 2 O + N 2
5. Interakcija bazičnih oksidov z oksidanti.
Pod vplivom oksidantov lahko nekateri bazični oksidi (v katerih lahko kovine povečajo oksidacijsko stanje, na primer Fe 2+, Cr 2+, Mn 2+ itd.) delujejo kot reducenti.
Na primer ,Železov (II) oksid lahko oksidiramo s kisikom v železov (III) oksid:
4FeO + O 2 → 2Fe 2 O 3
Kemične lastnosti vode
Interakcija vode s kovinami.
Če kalcijeve ostružke damo v jeklenko z vodo, se bodo s površine kalcija začeli odcepljati plinski mehurčki, tako kot s površine cinka, ki je v raztopini žveplove kisline. Ko k luknjici v valju prinesemo prižgan drobec, bomo opazili bliske. To je izgorevanje vodika. Voda v jeklenki postane motna. Beli suspendirani delci, ki se pojavijo v valju, so kalcijev hidroksid Ca(OH)2. Reakcija, ki poteka, je izražena z enačbo:
Ca + 2H 2 0 = 2Ca (OH) 2 + H 2
Med to reakcijo se iz molekule vode H 2 O, ki jo lahko predstavimo kot H-OH (skupina - OH - hidrokso skupina), -OH pretvori v kalcijev hidroksid. Ker je atom kalcija dvovalenten, izpodrine dva atoma vodika iz dveh molekul vode, preostali dve skupini -OH pa se združita z atomom kalcija.
Reakcija natrija z vodo poteka še močneje. Košček natrija dajte v kozarec vode. Natrij plava na površini, se topi in se spremeni v sijočo kapljico. Hitro se premika po površini vode, oddaja sikanje in se zmanjšuje v velikosti. Po izhlapevanju raztopine bomo našli belo trdno snov - natrijev hidroksid NaOH
2Na + 2НН = 2NaOH + H 2
Natrij in kalcij sta med kemično najbolj aktivnimi.
Interakcija vode z nekovinskimi oksidi .
Zažgimo rdeči fosfor v kozarcu na žlico. Prilijemo malo vode in počakamo, da se nastali fosforjev oksid (V) P 2 0 5 raztopi. Raztopini dodajte nekaj kapljic škrlatnega lakmusa. Lakmus bo rdeč. To pomeni, da raztopina vsebuje kislino.Fosforjev oksid (V) se poveže z vodo in dobimo fosforno kislino H 3 P0 4:
Р 2 0 5 + ЗН 2 0 = 2Н 3 Р0 4
Zažgimo žveplo v kozarcu z nekaj vode in preiščimo nastalo raztopino z raztopino lakmusa. Prav tako bo rdeče. Žveplov oksid (IV) S0 2, ki nastane pri zgorevanju žvepla, se združi z vodo in dobimo žveplovo kislino:
S0 2 + H 2 0 = H 2 S0 2
Žveplov oksid (VI), ki medsebojno deluje z vodo, tvori žveplovo kislino H 2 S0 4:
SO 2+ H 2 O = H 2 S0 4
Dušik lahko tvori oksid N205, ki reagira z vodo in tvori dušikovo kislino:
N 2 0 5 + N 2 0 = 2HN0 3
Spojine nekovinskih oksidov z vodo uvrščamo med kisline.
Interakcija vode s kovinskimi oksidi.
Razmislimo zdaj o odnosu kovinskih oksidov do vode. Bakrov oksid CuO, železov oksid Fe203, cinkov oksid ZnO in kalcijev oksid CaO nalijemo v skodelice in v vsako dodamo malo vode. Oksidi bakra, železa in cinka se v vodi ne raztopijo in z njo ne spajajo. Kalcijev oksid ali živo apno se obnaša drugače.
Pri prelivanju vode preko kosov živega apna opazimo tako močno segrevanje, da se del vode spremeni v paro, kosi živega apna, ki se drobijo, pa se spremenijo v suh, ohlapen prah - gašeno apno ali kalcijev hidroksid Ca (OH) 2:
CaO + H 2 0 = Ca(OH) 2
Tako kot kalcijev oksid se tudi natrijev in kalijev oksid povezujeta z vodo:
Na 2 0 + H 2 0 = 2NaOH
K 2 0+N 2 0 = 2KON
Pri teh reakcijah nastaneta natrijev hidroksid NaOH in kalijev hidroksid KOH.
Tako nekateri kovinski oksidi ne reagirajo z vodo (večina jih je), drugi (kalijev oksid, natrijev oksid, kalcijev oksid, barijev oksid itd.) pa se z njo povezujejo in tvorijo hidrokside, ki jih uvrščamo med baze.
(Anorganska kemija 7-8 razred avtor Yu. V. Khodakov in drugi)
Oksidi- to so kompleksne anorganske spojine, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik (v oksidacijskem stanju -2).
Na primer, Na 2 O, B 2 O 3, Cl 2 O 7 so razvrščeni kot oksidi. Vse te snovi vsebujejo kisik in še en element. Snovi Na 2 O 2 , H 2 SO 4 in HCl niso oksidi: pri prvi je oksidacijsko stanje kisika -1, pri drugi nista dva, ampak trije elementi, tretja pa ne vsebuje kisika. nasploh.
Če ne razumete pomena izraza oksidacijsko število, je to v redu. Najprej se lahko obrnete na ustrezen članek na tem spletnem mestu. Drugič, tudi če ne razumete tega izraza, lahko nadaljujete z branjem. Na omembo oksidacijskega stanja lahko začasno pozabite.
Pridobljeni so bili oksidi skoraj vseh trenutno znanih elementov, razen nekaterih žlahtnih plinov in "eksotičnih" transuranovih elementov. Poleg tega mnogi elementi tvorijo več oksidov (za dušik je na primer znanih šest).
Nomenklatura oksidov
Naučiti se moramo poimenovati okside. Je zelo preprosto.Primer 1. Poimenujte naslednje spojine: Li 2 O, Al 2 O 3, N 2 O 5, N 2 O 3.
Li 2 O - litijev oksid,
Al 2 O 3 - aluminijev oksid,
N 2 O 5 - dušikov oksid (V),
N 2 O 3 - dušikov oksid (III).
Upoštevajte pomembno točko: če je valenca elementa konstantna, tega NE omenjamo v imenu oksida. Če se valenca spremeni, to obvezno navedite v oklepaju! Litij in aluminij imata konstantna valenca, ima dušik spremenljivo valenco; Zato so imena dušikovih oksidov dopolnjena z rimskimi številkami, ki simbolizirajo valenco.
1. vaja. Poimenujte okside: Na 2 O, P 2 O 3, BaO, V 2 O 5, Fe 2 O 3, GeO 2, Rb 2 O. Ne pozabite, da obstajajo elementi s konstantno in spremenljivo valenco.
Druga pomembna točka: pravilneje je, da snov F 2 O imenujemo ne "fluorov oksid", ampak "kisikov fluorid"!
Fizikalne lastnosti oksidov
Fizikalne lastnosti so zelo raznolike. To je zlasti posledica dejstva, da se lahko pojavijo oksidi različni tipi kemična vez. Tališča in vrelišča se zelo razlikujejo. V normalnih pogojih so oksidi lahko v trdnem stanju (CaO, Fe 2 O 3, SiO 2, B 2 O 3), tekočem stanju (N 2 O 3, H 2 O), v obliki plinov (N 2 O , SO 2, NO, CO).
Različne barve: MgO in Na 2 O sta bela, CuO je črna, N 2 O 3 je modra, CrO 3 je rdeča itd.
Taline oksidov z ionsko vrsto vezi dobro prevajajo elektriko, kovalentni oksidi imajo praviloma nizko električno prevodnost.
Razvrstitev oksidov
Vse okside, ki obstajajo v naravi, lahko razdelimo v 4 razrede: bazične, kisle, amfoterne in nesolne. Včasih prve tri razrede združimo v skupino oksidov, ki tvorijo sol, vendar za nas to zdaj ni pomembno. Kemijske lastnosti oksidov iz različnih razredov se zelo razlikujejo, zato je vprašanje razvrščanja zelo pomembno za nadaljnji študij te teme!
Začnimo z oksidi, ki ne tvorijo soli. Treba si jih je zapomniti: NO, SiO, CO, N 2 O. Samo naučite se teh štirih formul!
Da gremo naprej, se moramo spomniti, da v naravi obstajata dve vrsti preproste snovi- kovine in nekovine (včasih se razlikuje še ena skupina semimetalov ali metaloidov). Če jasno razumete, kateri elementi so kovine, nadaljujte z branjem tega članka. Če imate najmanjši dvom, si oglejte gradivo "Kovine in nekovine" na tej spletni strani.
Torej, naj vam povem, da so vsi amfoterni oksidi kovinski oksidi, vendar niso vsi kovinski oksidi amfoterni. Naštel bom najpomembnejše med njimi: BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, SnO. Seznam ni popoln, vsekakor pa si morate zapomniti navedene formule! V večini amfoternih oksidov je kovina v oksidacijskem stanju +2 ali +3 (vendar obstajajo izjeme).
V naslednjem delu članka bomo nadaljevali s klasifikacijo; Pogovorimo se o kislih in bazičnih oksidih.
Oksidi so anorganske spojine, sestavljene iz dveh kemični elementi, od katerih je eden kisik v oksidacijskem stanju -2. Edini element, ki ne tvori oksida, je fluor, ki se poveže s kisikom in tvori kisikov fluorid. To je posledica dejstva, da je fluor bolj elektronegativen element kot kisik.
Ta razred spojin je zelo pogost. Vsak dan se človek v vsakdanjem življenju srečuje z različnimi oksidi. Voda, pesek, ogljikov dioksid, ki ga izdihamo, avtomobilski izpuh, rja so vsi primeri oksidov.
Razvrstitev oksidov
Vse okside lahko glede na sposobnost tvorbe soli razdelimo v dve skupini:
- Tvorjenje soli oksidi (CO 2, N 2 O 5, Na 2 O, SO 3 itd.)
- Ne tvori soli oksidi (CO, N 2 O, SiO, NO itd.)
Po drugi strani so oksidi, ki tvorijo sol, razdeljeni v 3 skupine:
- Bazični oksidi- (Kovinski oksidi - Na 2 O, CaO, CuO itd.)
- Kislinski oksidi - (Nekovinski oksidi, kot tudi kovinski oksidi do stopnje oksidacija V-VII- Mn 2 O 7, CO 2, N 2 O 5, SO 2, SO 3 itd.)
- (Kovinski oksidi z oksidacijskim stanjem III-IV ter ZnO, BeO, SnO, PbO)
Ta razvrstitev temelji na manifestaciji določenih kemijskih lastnosti oksidov. Torej, bazični oksidi ustrezajo bazam, kisli oksidi pa kislinam. Kislinski oksidi reagirajo z bazičnimi oksidi in tvorijo ustrezno sol, kot da bi reagirali baza in kislina, ki ustrezata tem oksidom: 
prav tako Amfoterne baze ustrezajo amfoternim oksidom, ki lahko kaže tako kisle kot bazične lastnosti: 
Kemični elementi, ki imajo različne stopnje oksidacije, lahko tvorijo različne okside. Da bi nekako razlikovali okside takih elementov, za imenom oksida je v oklepaju navedena valenca.
CO 2 – ogljikov monoksid (IV)
N 2 O 3 – dušikov oksid (III)
Fizikalne lastnosti oksidov
Oksidi so zelo raznoliki fizične lastnosti. Lahko so tekočine (H 2 O), plini (CO 2, SO 3) ali trdne snovi (Al 2 O 3, Fe 2 O 3). Poleg tega so bazični oksidi običajno trdne snovi. Oksidi imajo tudi veliko različnih barv – od brezbarvnih (H 2 O, CO) in belih (ZnO, TiO 2) do zelenih (Cr 2 O 3) in celo črnih (CuO).
Bazični oksidi
Nekateri oksidi reagirajo z vodo in tvorijo ustrezne hidrokside (baze): Bazični oksidi reagirajo s kislimi oksidi in tvorijo soli: Podobno reagirajo s kislinami, vendar s sproščanjem vode: Okside kovin, ki so manj aktivni od aluminija, lahko reduciramo v kovine:
Kislinski oksidi
Kisli oksidi reagirajo z vodo in tvorijo kisline: Nekateri oksidi (na primer silicijev oksid SiO2) ne reagirajo z vodo, zato se kisline pridobivajo na druge načine.
Kisli oksidi medsebojno delujejo z bazičnimi oksidi in tvorijo soli: Na enak način s tvorbo soli kisli oksidi reagirajo z bazami: Če danemu oksidu ustreza večbazična kislina, potem lahko nastane tudi kisla sol: Nehlapni kislinski oksidi lahko nadomesti hlapne okside v soli:
Kot smo že omenili, lahko amfoterni oksidi, odvisno od pogojev, kažejo kisle in bazične lastnosti. Tako delujejo kot bazični oksidi v reakcijah s kislinami ali kislimi oksidi, pri čemer tvorijo soli: V reakcijah z bazami ali bazičnimi oksidi pa kažejo kisle lastnosti: 
Pridobivanje oksidov
Okside lahko pridobivamo na različne načine, predstavili bomo glavne.
Večino oksidov lahko dobimo z neposredno interakcijo kisika s kemičnim elementom: 
Pri praženju ali žganju različnih binarnih spojin: Termična razgradnja soli, kislin in baz: 
Interakcija nekaterih kovin z vodo:
Uporaba oksidov
Oksidi so zelo pogosti povsod na globus in se uporabljajo tako v vsakdanjem življenju kot v industriji. Najpomembnejši oksid, vodikov oksid, voda, je omogočil življenje na Zemlji. Žveplov oksid SO 3 se uporablja za proizvodnjo žveplove kisline, pa tudi za predelavo živil - to poveča rok uporabnosti, na primer sadja.
Železovi oksidi se uporabljajo za pridobivanje barv in proizvodnjo elektrod, čeprav se večina železovih oksidov reducira v kovinsko železo v metalurgiji.
Kalcijev oksid, znan tudi kot živo apno, se uporablja v gradbeništvu. Cinkov in titanov oksid imata Bela barva in so netopni v vodi, zato so postali dober material za proizvodnjo barv - belila.
Silicijev oksid SiO 2 je glavna sestavina stekla. Kromov oksid Cr 2 O 3 se uporablja za proizvodnjo obarvanega zelenega stekla in keramike, zaradi visokih trdnostnih lastnosti pa za poliranje izdelkov (v obliki GOI paste).
Ogljikov monoksid CO 2, ki ga sproščajo vsi živi organizmi pri dihanju, se uporablja za gašenje požara, v obliki suhega ledu pa tudi za hlajenje.
Oksidi so kompleksne snovi, sestavljene iz dveh kemičnih elementov, od katerih je eden kisik z oksidacijskim stanjem ($-2$).
Splošna formula oksidov je: $E_(m)O_n$, kjer je $m$ število atomov elementa $E$, $n$ pa število atomov kisika. Oksidi so lahko težko(pesek $SiO_2$, sorte kremena), tekočina(vodikov oksid $H_2O$), plinasto(ogljikovi oksidi: plina ogljikov dioksid $CO_2$ in ogljikov dioksid $CO$). Glede na kemijske lastnosti delimo okside na solotvorne in nesolotvorne.
Ne tvori soli To so oksidi, ki ne reagirajo z alkalijami ali kislinami in ne tvorijo soli. Malo jih je, vsebujejo nekovine.
Tvorjenje soli To so oksidi, ki reagirajo s kislinami ali bazami, da tvorijo sol in vodo.
Med oksidi, ki tvorijo sol, so oksidi bazična, kisla, amfoterna.
Bazični oksidi- to so oksidi, ki ustrezajo bazam. Na primer: $CaO$ ustreza $Ca(OH)_2, Na_2O NaOH$.
Tipične reakcije bazičnih oksidov:
1. Bazični oksid + kislina → sol + voda (izmenjevalna reakcija):
$CaO+2HNO_3=Ca(NO_3)_2+H_2O$.
2. Bazični oksid + kisli oksid → sol (reakcija spojine):
$MgO+SiO_2(→)↖(t)MgSiO_3$.
3. Bazični oksid + voda → alkalija (reakcija spojine):
$K_2O+H_2O=2KOH$.
Kislinski oksidi- to so oksidi, ki ustrezajo kislinam. To so nekovinski oksidi:
N2O5 ustreza $HNO_3, SO_3 - H_2SO_4, CO_2 - H_2CO_3, P_2O_5 - H_3PO_4$, kot tudi kovinski oksidi z visokimi oksidacijskimi stopnjami: $(Cr)↖(+6)O_3$ ustreza $H_2CrO_4, (Mn_2)↖( +7 )O_7 — HMnO_4$.
Tipične reakcije kislinskih oksidov:
1. Kislinski oksid + baza → sol + voda (izmenjevalna reakcija):
$SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$.
2. Kislinski oksid + bazični oksid → sol (reakcija spojine):
$CaO+CO_2=CaCO_3$.
3. Kislinski oksid + voda → kislina (reakcija spojine):
$N_2O_5+H_2O=2HNO_3$.
Ta reakcija je možna le, če je kislinski oksid topen v vodi.
Amfoterično imenujemo oksidi, ki glede na pogoje kažejo bazične ali kisle lastnosti. To so $ZnO, Al_2O_3, Cr_2O_3, V_2O_5$. Amfoterni oksidi se ne vežejo neposredno z vodo.
Tipične reakcije amfoternih oksidov:
1. Amfoterni oksid + kislina → sol + voda (izmenjevalna reakcija):
$ZnO+2HCl=ZnCl_2+H_2O$.
2. Amfoterni oksid + baza → sol + voda ali kompleksna spojina:
$Al_2O_3+2NaOH+3H_2O(=2Na,)↙(\text"natrijev tetrahidroksoaluminat")$
$Al_2O_3+2NaOH=(2NaAlO_2)↙(\text"natrijev aluminat")+H_2O$.
