Как из оксида получить простое вещество. Оксиды. Получение и свойства

ЕГЭ. Химические свойства оксидов

Как из оксида получить простое вещество. Оксиды. Получение и свойства

Правило Комментарий
Основный оксид + H2O → ЩелочьРеакция идет, если образуется растворимое основание, а также Ca(OH)2: Li2O + H2O → 2LiOH Na2O + H2O → 2NaOH K2O + H2O → 2KOHCaO + H2O → Ca(OH)2 SrO + H2O → Sr(OH)2 BaO + H2O → Ba(OH)2MgO + H2O → Реакция не идет, ак как Mg(OH)2 нерастворим* FeO + H2O → Реакция не идет, так как Fe(OH)2 нерастворим CrO + H2O → Реакция не идет, так как Cr(OH)2 нерастворим CuO + H2O → Реакция не идет, так как Cu(OH)2 нерастворим
Амфотерный оксидАмфотерные оксиды, также как и амфотерные гидроксиды, с водой не взаимодействуют
Кислотный оксид + H2O → КислотаВсе реакции идут за исключением SiO2 (кварц, песок): SO3 + H2O → H2SO4 N2O5 + H2O → 2HNO3 P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 и т.д.SiO2 + H2O → реакция не идет

* Источник: [2] “Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки”, стр. 143.

Взаимодействие оксидов друг с другом

1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:

Na2O + CaO → реакция не идет
CO2 + SO3 → реакция не идет

2.  Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO2, SO2, о них подробнее ниже):

Na2O + SO3 → Na2SO4
CaO + CO2 → CaCO3
Na2O + ZnO → Na2ZnO2

Взаимодействие оксидов с кислотами

1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Na2O + HNO3 → NaNO3 + H2O
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O

Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H2SiO3. Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.  
CuO + H2SiO3 → реакция не идет.

2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO3 + H2S → SO2­ + H2O

SiO2 + 4HF(нед.) → SiF4 + 2H2O

С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):
SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO

Взаимодействие оксидов с основаниями

1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:

SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
CO2 + NaOH → NaHCO3 (если CO2 в избытке)

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:

а) Реакциях с растворами щелочей:

ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)

б) Сплавление с твердыми щелочами:

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (цинкат натрия)
(кислота: H2ZnO2)
BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)
(кислота: H2BeO2)
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)
(кислота: HAlO2)

Взаимодействие оксидов с солями

1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:

SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2­
P2O5 + 3CaCO3 → Ca3(PO4)2 + 3CO2­
Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2
Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2
ZnO + 2KHCO3 → K2ZnO2 + 2CO2 + H2O

SiO2 + K2SO3 → K2SiO3 + SO2­
ZnO + Na2SO3 → Na2ZnO2 + SO2­

Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:
K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2­ (H2CO3 слабее и менее устойчива, чем H2SO3)

2. Растворенный в воде CO2 растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
CO2 + H2O + MgCO3 → Mg(HCO3)2

В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:
MgCO3 + CO2 (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.

Это один из способов получения кислых солей.

Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):

1. Реакции с CO, C и H2:

CuO + C →  Cu + CO­  
CuO + CO →  Cu + CO2
CuO + H2 →  Cu + H2O­                     

ZnO + C →  Zn + CO­
ZnO + CO →  Zn + CO2
ZnO + H2 →  Zn + H2O­

PbO + C →  Pb + CO
PbO + CО →  Pb + CO2­
PbO + H2 →  Pb + H2O

FeO + C →  Fe + CO
FeO + CО →  Fe + CO2­
FeO + H2 →  Fe + H2O

Fe2O3 + 3C →  2Fe + 3CO
Fe2O3 + 3CО →  2Fe + 3CO2
Fe2O3 + 3H2 →  2Fe + 3H2O­

WO3 + 3H2 → W + 3H2O

2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:

CaO + 3C → CaC2 + 3CO
2Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO

3. Восстановление более активным металлом:

3FeO + 2Al →  3Fe + Al2O3
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3.

4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:

2P2O5 + 5C → 4P + 5CO2
SO2 + C → S + CO2
2NO + C → N2 + CO2
2N2O + C → 2N2 + CO2
SiO2 + 2C → Si + 2CO

Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:

2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
N2O + H2 → N2 + H2O

SiO2 + H2 → реакция не идет.

В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:
CO + 2H2 CH3OH (t, p, kt)

Особенности свойств оксидов CO2 и SO2

1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:

CO2 + Al(OH)3 → реакция не идет

2. Реагируют с углеродом:

CO2 + C → 2CO­
SO2 + C → S + CO2­

3. С сильными восстановителями SO2 проявляет свойства окислителя:

SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO2 + 4HI → S + 2I2 + 2H2O
SO2 + 2C → S + CO2
SO2 + 2CO → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)

4. Сильные окислители окисляют SO2:

SO2 + Cl2 SO2Cl2
SO2 + Br2 SO2Br2
SO2 + NO2 →  SO3 + NO
SO2 + H2O2 →  H2SO4

5SO2 + 2KMnO4 +2H2O →  2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
SO2 + 2KMnO4 + 4KOH →  2K2MnO4 +K2SO4 + 2H2O

SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO

6. Оксид углерода (IV) CO2 проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:

CO2 + 2Mg → 2MgO + C (t)

Особенности свойств оксидов азота (N2O5, NO2, NO, N2O)

1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями.

Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах.

Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H2, HI и йодиды, H2S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.

2NO2 + 4CO  → N2 + 4CO2
2NO2 + 2S → N2 + 2SO2
2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO

N2O5 + 5Cu → N2 + 5CuO
2N2O5 + 2KI → I2 + 2NO2 + 2KNO3
N2O5 + H2S → 2NO2 + S + H2O

2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
2NO + C → N2 + CO2
2NO + Cu → N2 + 2Cu2O
2NO + Zn → N2 + ZnO
2NO + 2H2S → N2 + 2S + 2H2O

N2O + H2 → N2 + H2O
2N2O + C → 2N2 + CO2
N2O + Mg → N2 + MgO

2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N2O5, так как степень окисления уже максимальная):
2NO + 3KClO + 2KOH →  2KNO3 + 3KCl + H2O
8NO + 3HClO4 + 4H2O →  8HNO3 + 3HCl
14NO + 6HBrO4 + 4H2O →  14HNO3 + 3Br2
NO + KMnO4 + H2SO4 →  HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
5N2O + 2KMnO4 + 3H2SO4 →  10NO + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.

3. Несолеобразующие оксиды N2O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).

Химические свойства CO как сильного восстановителя

1. Реагирует с некоторыми неметаллами:

2CO + O2 → 2CO2
CO + 2H2 CH3OH (t, p, kt)
CO + Cl2 COCl2 (фосген)

2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:

CO + KOH → HCOOK
CO + Na2O2 → Na2CO3
CO + Mg → MgO + C (t)

3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:

CO + CuO → Cu + CO2
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2
3CO + Cr2O3 → 2Cr + 3CO2

2CO + SO2 → S + 2CO2­ (Al2O3, 500°C)
5CO + I2O5 → I2 + 5CO2­
4CO + 2NO2 → N2 + 4CO2

3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.

Химические свойства SiO2

1. Взаимодействует с активными металлами:

SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si

2. Взаимодействует с углеродом:

SiO2 + 2C → Si + 2CO
(Согласно пособию “Курс самоподготовки” Каверина, SiO2 + CO → реакция не идет)

3  С водородом SiO2 не взаимодействует.

4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:

SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
SiO2 + CaO → CaSiO3
SiO2 + BaO → BaSiO3
SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2
SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2

SiO2 + Cu(OH)2 → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).

5. Из кислот SiO2 взаимодействует только с плавиковой кислотой:

SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O.

Свойства оксида P2O5 как сильного водоотнимающего средства

HCOOH + P2O5 → CO + H3PO4
2HNO3 + P2O5 → N2O5 + 2HPO3
2HClO4 + P2O5 → Cl2O7 + 2HPO3.

Термическое разложение некоторых оксидов

В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины: Основные:

4CuO → 2Cu2O + O2 (t)

2HgO → 2Hg + O2 (t)

Кислотные:
2SO3 → 2SO2 + O2 (t)
2N2O → 2N2 + O2 (t)
2N2O5 → 4NO2 + O2 (t)

Амфотерные:
4MnO2 → 2Mn2O3 + O2 (t)
6Fe2O3 → 4Fe3O4 + O2 (t).

Особенности оксидов NO2, ClO2 и Fe3O4

1. Диспропорционирование: оксидам NO2 и ClO2 соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO2 и хлорат и хлорит в случае ClO2:

2N+4O2 + 2NaOH → NaN+3O2 + NaN+5O3 + H2O

4NO2 + 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 + Ba(NO3)2 + 2H2O

2NO2 + Na2CO3 →  NaNO3 + NaNO2 + CO2

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N+5, так как он окисляет нитрит до нитрата:

4NO2 + O2 + 4NaOH → 4NaNO3 + 2H2O

4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3              (растворение в избытке кислорода)

2Cl+4O2 + H2O → HCl+3O2 + HCl+5O3
2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O 

2. Оксид железа (II,III) Fe3O4 (FeO·Fe2O3) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:

Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 4H2O.

Источник: https://chemrise.ru/theory/inorganic6

Часть 2. Оксиды, получение и свойства. Получение оксидов:

Как из оксида получить простое вещество. Оксиды. Получение и свойства

Способы получения.Примеры.Ограничения и примечания
1. Окисление простых веществ:а) металлов: 2Ca + O2  2CaOб) неметаллов:4P + 3O2 (нед) 2P2O 34P + 5O2 (изб) 2P2O5(Из S – SO2, из Fe – Fe2O3 и Fe3O4, из N2 – NO)С кислородом не реагируют галогены, инертные газы, Au, Pt. Азот реагирует в жестких условиях (2000°C).
2. Окисление сложных веществ:а) водородных соединений:2Н2S + 3O 2  2H2O + 2SO 2б) сульфидов, карбидов, фосфидов (бинарных соединений):2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2Каждый элемент сложного вещества окисляется в соответствии со своими свойствами.
3. Разложение гидроксидов и солей:а) гидроксидов (оснований и кислот):2Al(OH)3→ t Al2O3 + 3H2OH2SiO3 → t SiO2 + H2Oб) карбонатов: СаСО3→ t CaO+CO2Гидроксиды и карбонаты щелочных металлов (Na,K, Rb,Cs) не разлагаются.
4. Окисление кислородом или озонома) кислородом:2СО + О2  2СО2б) озоном:NO + O3  NO2 + O2Возможна, если элемент имеет несколько оксидов (сера, фосфор, углерод, азот, железо).

Основныеоксиды–оксиды, которым соответствуют основания.Это оксиды металлов со степенямиокисления +1 и +2, кроме амфотерных (ZnO,BeO,SnO,PbO)

Свойства основных оксидов

СвойстваПримеры реакцийОграничения и примечания
1) Реакция с растворами кислотLi2O + 2HCl= 2LiCl+ H2ONiO + H2SO4 = NiSO4 + H2OКислота должна существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)
2) Реакция с водойLi2O + H2O = 2LiOHBaO + H2O = Ba(OH)2(только 8 оксидов: IA группа, СаО, SrO, ВаО)Оксид реагирует с водой, только если в результате образуется растворимый гидроксид (щелочь).
3) Реакция с кислотными и амфотерными оксидамиBaO + CO2 = BaCO3,FeO + SO3 = FeSO4,CuO + N2O5 = Cu(NO3) 2СаО + SO2 = CaSO3Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.
4) Восстановление оксида до металла или до низшего оксида:MnO + C = Mn + CO(при нагревании),FeO + H2 = Fe + H2O(при нагревании).Fe2O3 + CO = FeO + CO2В качестве восстановителейиспользуют: СО, С, водород, алюминий, магний.С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.
5) Окисление кислородом.4FeO + O2 = 2Fe2O3Если металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.

Кислотныеоксиды– оксиды, которым соответствуют кислоты.

Кислотныеоксиды при комнатной температуре бывают:

*газы(например: СО2,SO2,NO,SeO2)*жидкости(например, SO3,Mn2O7)*твердыевещества(например:B2O3,SiO2,N2O5,P2O3,P2O5,I2O5,CrO3).

Свойствакислотных оксидов.

СвойстваПримеры реакцийПримечания
1) Реакция с основаниямиCO2 + Ca(OH) 2 = CaCO3 + H2OSiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O (при нагревании),SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O,N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O.Реакция возможна со щелочами. Наиболее активные кислотные оксиды (SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2) Реакция с амфотер-ными и основными оксидамиCO2 + CaO = CaCO3P2O5 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2(при нагревании)N2O5 + ZnO = Zn(NO3)2Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.
3) Реакция с водой. Образуются КИСЛОТЫ.N2O3 + H2O = 2HNO2SO2 + H2O = H2SO3N2O5 + H2O = 2HNO3SO3 + H2O = H2SO4Оксид реагирует с водой, если в результате образуется растворимый гидроксид. Не реагирует с водой SiO2.
4) Реакции с солями летучих кислот.SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2(при нагревании)Твёрдые, нелетучие оксиды (SiO2,P2O5) вытесняют из солей летучие.
5) Окисление.2SO2 + O2 ⇆ 2SO3Низшие оксиды окисляются до высших.

Амфотерныеоксиды– оксиды, способные реагировать и скислотами, и со щелочами. По химическимсвойствам амфотерные оксиды похожи наосновные оксиды и отличаются от нихтолько своей способностьюреагировать с щелочами,как с твердыми (при сплавлении), так и срастворами, атакже с основными оксидами.

Вещества,образуемые катионами амфотерных металлов в щелочной среде:

Степень окисленияВ раствореВ расплаве
+2 (Zn, Be, Sn)Na 2[Zn (OH) 4] тетрагидроксоцинкат натрияNa2ZnO2цинкат натрия
+3 (Al, Cr, Fe*)Na[Al(OH)4] тетрагидроксоалюминат натрияNa3[Al(OH)6] гексагидроксоалюминат натрияNaAlO2метаалюминат натрия иNa3AlO3ортоалюминат натрия
*) железо не образует устойчивых гидроксокомплексов, амфотерно только в расплаве, образуя NaFeO2

СВОЙСТВААМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ.

CвойстваПримеры реакцийПримечания
1) Реагируют с кислотами, так же, как основные оксиды – образуются соли.ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2OAl2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 +3H2OТолько с сильными кислотами
2) Взаимодействуют с растворамищелочей – образуются растворы гидроксокомплексов.Al2O3 + 2KOH +3H2O = 2K[Al(OH)4] или K3[Al(OH)6]ZnO +2NaOH +H2O=Na2[Zn(OH)4]
3) Реагируют с расплавами щелочей– образуя соли, при этом проявляют свойства кислотных оксидов.Al2O3 + 2KOH → t 2KAlO2 + H2O­ (или K3AlO3)ZnO + 2KOH → t K2ZnO2 + H2O
4) При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.Al2O3 + Na2CO3 → t 2NaAlO2+CO2 (или Na3AlO3)ZnO + Na2CO3 → t Na2ZnO2+ CO2

Источник: https://studfile.net/preview/5766664/page:3/

Конспект

Как из оксида получить простое вещество. Оксиды. Получение и свойства

Ключевые слова конспекта: оксиды, названия оксидов, классификация оксидов, получение оксидов, химические свойства.

Оксиды — сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов двух химических элементов, один из которых — кислород. Атом кислорода в оксидах всегда имеет степень окисления –2.

К примеру, оксидом является соединение P2O5. А вот РН3 и H3PO4 — не являются оксидами, потому что в состав РН3 не входит атом кислорода, а в состав H3PO4 входят атомы трёх химических элементов, а не двух.

Оксиды подразделяют на солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие (безразличные). Особое положение у оксида «вода».

 Названия оксидов

Названия оксидов состоят из двух слов: 1-е – «оксид», 2-е – название элемента в родительном падеже. Например, СаО – оксид кальция.

Если оксид образован химическим элементом с переменной валентностью, то после названия элемента, нужно указать его валентность. Например: Fe2О3 — оксид железа (III), FеО — оксид железа (II). Если у элемента постоянная валентность, то ее не обозначают в названии.

Некоторые оксиды имеют особые (тривиальные) названия: Н2О — вода, СО — угарный газ, СО2 — углекислый газ и др.

Если элемент образует оксиды в нескольких степенях окисления, то оксид с наименьшей валентностью – низший оксид, а с наибольшей – высший оксид. Так, оксид хрома (II) СгО – низший оксид, а оксид хрома (VI) СгO3 – высший оксид.

Классификация оксидов

Многие оксиды могут реагировать с кислотами или основаниями. Продуктами таких реакций являются соли. Поэтому такие оксиды называются солеобразующими.

Однако существует небольшая группа оксидов, которые к таким реакциям не способны. Такие оксиды называются несолеобразующими (безразличными):  H2O, CO, N2O, NO, F2O. Безразличные оксиды образуются только неметаллами.

Вот некоторые правила образования солеобразующих оксидов:

  • неметаллы образуют только кислотные оксиды;
  • металлы могут образовывать разные оксиды — основные, амфотерные, кислотные — в зависимости от валентности металла.

Предсказать свойства оксида металла может помочь эта схема.

Основные оксиды металлов от кислотных оксидов металлов отличить легко: малая валентность металла — основный оксид; большая — кислотный. Валентность металлов в амфотерных оксидах — III. Но есть и исключения. Поэтому желательно запомнить формулы наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов.

Схема определения типа оксида:

  1. определить, не является ли данный оксид несолеобразующим;
  2. определить, какой элемент входит в состав оксида: металл или неметалл, для чего нужно знать из таблицы Менделеева символы элементов — неметаллов.
  3. если в состав оксида входит атом неметалла — то оксид кислотный;
  4. для атома металла определить валентность, и по схеме определить характер оксида: основный, амфотерный или кислотный.

Например:

  • Сг2О3 — амфотерный, так как хром — металл с низкой валентностью III;
  • N2O3 — кислотный оксид, так как азот — неметалл;
  • CrO3 — кислотный оксид, так как хром — металл с высокой валентностью VI.

 Получение оксидов

Oксиды образуются при взаимодействии простых и сложных веществ с кислородом:
4Аl + 3O2 = 2Аl2O3;                    Si + O2 = SiO2;
SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2Н2O;       2Н2S + 3O2 = 2SO2 + 2Н2O.

В реакциях с простыми веществами из одних оксидов могут получаться другие оксиды:
Fe2O3 + С = 2FeO + СО;             2CuO + Н2 = Сu2O + Н2O.

Oксиды образуются при разложении некоторых сложных веществ, обычно при нагревании:
СаСO3 = СаО + СO2;                 2Аl(ОН)3 = Аl2O3 + 3Н2O.

 Химические свойства оксидов

1. При разложении (при нагревании) неустойчивых оксидов – оксида серебра Ag2O и оксида ртути (II) HgO – образуется соответствующий металл и кислород:
2Ag2O = 4Ag + O2 ↑,                           2HgO = 2Hg + O2 ↑.

2. Некоторые oксиды при нагревании образуют другие оксиды. Так, из красного оксида хрома (VI) получается зеленый оксид хрома (III):    4СrO3 = 2Сr2O3 + 3O2 ↑.

3. Некоторые oксиды металлов и неметаллов реагируют с водой:
СаО + Н2O = Са(ОН)2,                     SO3 + Н2O = Н2SO4.

4. Oксиды металлов обычно реагируют с оксидами неметаллов:
СаО + SO2 = CaSO3,                         MgO + СO2 = MgCO3.

Реакции оксидов с основаниями, кислотами и солями будут рассмотрены позже.

Конспект урока «Оксиды (названия, классификация, получение, свойства)».

Следующая тема: «Свойства солеобразующих оксидов».

Источник: https://uchitel.pro/%D0%BE%D0%BA%D1%81%D0%B8%D0%B4%D1%8B/

Свойства оксидов

Как из оксида получить простое вещество. Оксиды. Получение и свойства

Свойства оксидов

Оксиды – это сложные химические вещества, представляющие собой химические соединения простых элементов с кислородом. Они бывают солеобразующими и не образующие соли. При этом солеобразующие бывают 3-х типов: основными (от слова “основание”), кислотными и амфотерными.

Примером окислов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) – представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере. CO (окись углерода) – газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом. Существуют и другие окислы, не образующие соли.

Теперь разберём подробнее каждый вид солеобразующих окислов.

Основные оксиды

Основные оксиды – это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным относятся следующие:
K2O (окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окись железа 2-валентного).

Рассмотрим химические свойства оксидов на примерах

1. Взаимодействие с водой: – взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H2O→ Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами: – взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H2SO4→ CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием “гипс”).

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO2→ CaCO3 (Это вещество известно всем – обычный мел!)

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды – это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами.

Примерами кислотных окислов могут быть:

CO2 (всем известный углекислый газ), P2O5 – оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора), SO3 – триокись серы – это вещество используют для получения серной кислоты.

– химическая реакция с водой

CO2+H2O→ H2CO3 – это вещество – угольная кислота – одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для “пузырьков” газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков.

– реакция с щелочами (основаниями):

CO2+2NaOH→ Na2CO3+H2O- образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название – кальцинированная сода или стиральная сода, – отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую!

– реакция с основными оксидами:

CO2+MgO→ MgCO3 – получившая соль – карбонат магния – ещё называется “горькая соль”.

Амфотерные оксиды

Амфотерные оксиды – это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами) и основаниями (или основными оксидами). Наиболее частое применение слово “амфотерный” в нашем случае относится к оксидам металлов.

Примером амфотерных оксидов могут быть:

ZnO – окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al2O3 – окись алюминия (называют еще “глинозёмом”).

Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:

– реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H2CO3→ ZnCO3 + H2O – Образовавшееся вещество – раствор соли “карбоната цинка” в воде.

– реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH→ Na2ZnO2+H2O – полученное вещество – двойная соль натрия и цинка.

Получение оксидов

Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды.

Например, если раскалённое железный прутик, да и не только железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, – вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами.

Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO:

2Fe+O2→ 2FeO

Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами. Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка

2Zn+O2→ 2ZnO

Горение угля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа

2C+O2→ 2CO – образование угарного газа.

C+O2→ CO2 – образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом угарный газ окисляется, превращаясь в углекислый газ.

Получение оксидов можно осуществить другим способом – путём химической реакции разложения. Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов:

Fe(OH)2→ FeO+H2O

Твёрдый оксид алюминия – минерал корунд Оксид железа (III). Поверхность планеты Марс имеет красновато-оранжевый цвет из-за наличия в грунте оксида железа (III). Твёрдый оксид алюминия – корунд Растворы оксидов

2Al(OH)3→ Al2O3+3H2O,
а также при разложении отдельных кислот:

H2CO3→ H2O+CO2 – разложение угольной кислоты

H2SO3→ H2O+SO2 – разложение сернистой кислоты

Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании:

CaCO3→ CaO+CO2 – прокаливанием мела получают окись кальция (или негашенную известь) и углекислый газ.

2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2 – в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).

Ещё одним способом, которым можно осуществить получение окислов – это окислительно-восстановительные реакции

Cu + 4HNO3(конц.)→ Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4(конц.)→ 3SO2 + 2H2O

Оксиды хлора

Молекула ClO2 Молекула Cl2O7 Закись азота N2O Азотистый ангидрид N2O3 Азотный ангидрид N2O5 Бурый газ NO2

Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Все они, за исключением Cl2O7, имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO2, Cl2O6. Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты:

Так, Cl2O – кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.

Cl2O + H2O→ 2HClO – Хлорноватистая кислота

ClO2 – кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:

ClO2 + H2O→ HClO2 + HClO3

Cl2O6 – тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот:

Cl2O6 + H2O→ HClO3 + HClO4

И, наконец, Cl2O7 – бесцветная жидкость – кислотный оксид хлора хлорной кислоты:

Cl2O7 + H2O→ 2HClO4

Оксиды азота

Азот – газ, который образует 5 различных соединений с кислородом – 5 оксидов азота. А именно:

– N2O – гемиоксид азота. Другое его название известно в медицине под названием веселящий газ или закись азота – это бесцветный сладковатый и приятный на вкус на газ.
– NO – моноксид азота – бесцветный, не имеющий ни запаха ни вкуса газ.

– N2O3 – азотистый ангидрид – бесцветное кристаллическое вещество
– NO2 – диоксид азота.

Другое его название – бурый газ – газ действительно имеет буро-коричневый цвет
– N2O5 – азотный ангидрид – синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0C

Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO – моноксид азота и NO2 – диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N2O не реагируют ни с водой, ни с щелочами.

Азотистый ангидрид (N2O3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO2, которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое вещество азотную кислоту Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота:

Реакция с водой:

2NO2 + H2O→ HNO3 + HNO2 – образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO3 и азотистая кислота.

Реакция с щелочью:

2NO2 + 2NaOH→ NaNO3 + NaNO2 + H2O – образуются две соли: нитрат натрия NaNO3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты).

Реакция с солями:

2NO2 + Na2CO3→ NaNO3 + NaNO2 + CO2 – образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.

Получают диоксид азота (NO2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом:

2NO + O2→ 2NO2

Оксиды железа

Железо образует два оксида: FeO – оксид железа (2-валентный) – порошок чёрного цвета, который получают восстановлением оксида железа (3-валентного) угарным газом по следующей химической реакции:

Fe2O3+CO→ 2FeO+CO2

Этот основной оксид, легко вступающий в реакции с кислотами. Он обладает восстановительными свойствами и быстро окисляется в оксид железа (3-валентный).

4FeO +O2→ 2Fe2O3

Оксид железа (3-валентный) – красно-бурый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (может взаимодействовать и с кислотами и со щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что наиболее часто он его используют, как основной оксид .

Есть ещё так называемы смешанный оксид железа Fe3O4. Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным железняком или магнетитом). Если железо сгорает, то в результате реакции горения образуется окалина, состоящая сразу из двух оксидов: оксида железа (III) и (II) валентные.

Оксид серы

Сернистый газ SO2

Оксид серы SO2 – или сернистый газ относится к кислотным оксидам, но кислоту не образует, хотя отлично растворяется в воде – 40л оксида серы в 1 л воды (для удобства составления химических уравнений такой раствор называют сернистой кислотой).

При нормальных обстоятельствах – это бесцветный газ с резким и удушливым запахом горелой серы. При температуре всего -10 0C его можно перевести в жидкое состояние.

В присутствии катализатора -оксида ванадия (V2O5) оксид серы присоединяет кислород и превращается в триоксид серы

2SO2 +O2→ 2SO3

Растворённый в воде сернистый газ – оксид серы SO2 – очень медленно окисляется, в результате чего сам раствор превращается в серную кислоту

Если сернистый газ пропускать через раствор щелочи, например, гидроксида натрия, то образуется сульфит натрия (или гидросульфит – смотря сколько взять щёлочи и сернистого газа)

NaOH + SO2→ NaHSO3 – сернистый газ взят в избытке

2NaOH + SO2→ Na2SO3 + H2O

Если сернистый газ не реагирует с водой, то почему его водный раствор даёт кислую реакцию?! Да, не реагирует, но он сам окисляется в воде, присоединяя к себе кислород. И получается, что в воде накапливаются свободные атомы водорода, которые и дают кислую реакцию (можете проверить каким-нибудь индикатором!)

Источник: https://www.kristallikov.net/page29.html

Лабораторная работа № 1

Как из оксида получить простое вещество. Оксиды. Получение и свойства

1. ОКСИДЫ

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые, в свою очередь, подразделяются на металлы и неметаллы.

В твердом состоянии большинство веществ имеют кристаллическое строение. Связь в кристаллической решетке металлов – металлическая. Это обуславливает их особые физические свойства: электропроводность, теплопроводность, пластичность.

Атомы неметаллов связаны между собой с помощью неполярной ковалентной связи. Они могут иметь атомную (алмаз, графит, кремний) или молекулярную (белый фарфор, галогены, кристаллическая сера S8) кристаллическую решетки.

Поэтому физические свойства неметаллов весьма различны.

Сложные вещества делятся на 4 класса: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксидаминазываются сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород.

Номенклатура оксидов. Названия оксидов строится таким образом: сначала произносят слово «оксид», а затем называют образующий его элемент. Если элемент имеет переменную валентность, то она указывается римской цифрой в круглых скобках в конце названия:

NaI2O – оксид натрия; СаIIО – оксид кальция;

SIVO2 – оксид серы (IV);SVIO3 – оксид серы (VI).

При составлении формул оксидов необходимо помнить, что молекула всегда электронейтральна, т.е. она содержит одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Степень окисления кислорода в оксидах всегда – 2. Выравнивание зарядов производят индексами, которые ставят внизу справа у элемента.

Характерная степени окисления элементов определяется следующим образом:

I группа      – в основном +1,

II группа     – в основном +2,

III группа    – в основном +3,

IV группа    – в основном +2, +4 (четные числа),

V группа     – в основном +3, +5 (нечетные числа),

VI группа    – в основном +2, +4, +6 (четные числа),

VII группа   – в основном +3, +5, +7 (нечетные числа).

Классификация оксидов. По химическим свойствам  оксиды делятся на две группы:

1)      безразличные – не образуют солей, например: NO,CO,

H2O;

2) солеобразующие, которые, в свою очередь, подразделяются на:

–   основные – это оксиды типичных металлов со степенью окисления +1,+2 (I и II групп главных подгрупп, кроме бериллия) и оксиды металлов в минимальной степени окисления, если металл обладает переменной степенью окисления (CrO,MnO);

–  кислотные это оксиды типичных неметаллов (CO2,SO3,N2O5) и металлов в максимальной степени окисления, равной номеру группы в ПСЭ Д.И.Менделеева (CrO3,Mn2O7);

–  амфотерные оксиды (обладающие как основными, так и кислотными свойствами, в зависимости от условий проведения реакции) – это оксиды металлов BeO,Al2O3,ZnO и металлов побочных подгрупп в промежуточной степени окисления (Cr2O3,MnO2).

1.1. Основные оксиды

Основныминазываются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Основным оксидам соответствуют основания. Например, оксиду кальция CaO отвечает  гидроксид  кальция Ca(OH)2, оксиду кадмия CdO – гидроксид кадмия Cd(OH)2.

Получение

1. Непосредственное взаимодействие металла с кислородом:

2Mg + O2  2MgO.

2. Горение сложных веществ:

2FeS + 3O2 2FeO + 2SO2.

3. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

CaCO3  CaO + CO2.

4. Разложение оснований:

Ca(OH)2 CaO + H2O.

Физические свойства

Все основные оксиды – твердые вещества, чаще нерастворимые в воде, окрашенные в различные цвета, например Cu2O –красного цвета, MgO – белого.

CaO + H2O → Ca(OH)2.

2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O.

3. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли:

СaO + SiO2 CaSiO3

         4. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

СaO + Al2O3  Сa (AlO2)2.

1.2.Кислотныеоксиды

Кислотныминазываются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Им соответствуют кислоты. Например, оксиду серы (IV) соответствует сернистая кислота H2SO3.

Получение

1. Горение сложных веществ:

CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O.

2. Разложение кислородосодержащих кислот:

H2SO4 SO3 + H2O.

3. Взаимодействие неметалла с кислородом:

S + O2 SO2.

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

CaCO3 CaO + CO2.

Физические свойства

Кислотные оксиды могут быть твердыми, жидкими и газообразными: Р2О5 – твердый, SiO2 – твердый, СО2 – газообразный,. SO3  – жидкий. К воде относятся по-разному (Р2О5 – растворимый, SiO2 – нерастворимый).

Химические свойства

1. Взаимодействие с водой с образованием кислоты:

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.

2. Взаимодействие со щелочами с образованием соли            и воды:

SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O.

3. Взаимодействие с основными оксидами с образованием солей:

SO3 + Na2O → Na2SO4.

1.3. Амфотерные оксиды

Оксиды,гидратные соединения которых проявляют свойства как кислот, так и оснований, называются амфотерными.

Например:  оксид алюминия Al2O3,

оксид марганца (IV)MnO2.

Получение

Способы получения амфотерных оксидов аналогичны основным оксидам.

Физические свойства

Поскольку это оксиды металлов, то они, как и основные  оксиды, твердые вещества, мало или нерастворимые в воде. (Al2O3 – нерастворим в Н2О). Некоторые из них имеют характерную окраску (Fe2О3 – бурый).

Цель работы:

ознакомиться с химическими свойствами оксидов и способами их получения. Освоить технику выполнения нагревания в открытом пламени.

Посуда и реактивы:пробирки, пробиркодержатель, спиртовка, фарфоровый тигель, коническая колба, микрошпатель. Набор индикаторов, магниевая лента, кусочки малахита, серы, дистиллированная вода.

Ход работы:

Опыт № 1. Получение и свойства оксида магния

Небольшой кусочек магниевой ленты закрепить в пробиркодержатель и нагреть в пламени спиртовки до начала реакции. Работу надо проводить в темных защитных очках.

Отметить, что магний горит ярким пламенем с выделением большого количества тепла. Продукт горения магния собрать в небольшой фарфоровый тигель или пробирку. Отметить цвет порошка. Написать уравнение реакции.

Какими свойствами обладает этот порошок?

Полученный порошок растворить в небольшом количестве воды при нагревании. В этот раствор добавить 1–2 капли фенолфталеина. Отметить окраску фенолфталеина и сделать вывод. Напишите уравнения реакций.

Опыт № 2. Получение и свойства оксида меди (II)

В пробирку поместить один микрошпатель карбоната гидроксомеди (II) (CuOH)2CO3 (малахита). Отметить цвет соли. Закрепить пробирку в штативе, осторожно и равномерно прогреть всю пробирку.

 Как изменился цвет малахита? Почему на стенках пробирки появились капельки воды? Если закрыть отверстие пробирки пробкой с газоотводной трубкой и опустить в известковую воду, то образуется белый осадок. Написать уравнения реакций. Охладить пробирку до комнатной температуры, прилить небольшое количество воды и осторожно взболтать. Осадку дать отстояться и сделать вывод о его растворимости.

Опыт № 3. Получение и свойства оксида серы (IV)

В термостойкий стакан или коническую колбу налить небольшое количество воды. Нагреть в железной ложке небольшой кусочек серы до воспламенения, опустить ложку в стакан (не касаясь воды) и прикрыть сверху крышкой.

Записать уравнения реакции горения серы, учитывая, что образуется оксид серы (1V). Затем убрать ложку, взболтать содержимое стакана и внести в раствор 3–4 капли лакмуса. Как изменится цвет индикатора? Напишите уравнения реакции.

Сделайте соответствующие выводы.

Источник: https://vsuet.ru/images/schoolboy/schools/chim/metod/methodical/oksidi.htm

Мед-Центр Здоровье
Добавить комментарий