Способы получения оксидов егэ

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых —  кислород со степенью окисления -2.  При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды , образованные элементом с разными степенями окисления.

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.

Кислотные оксиды — это оксиды, характеризующиеся кислотными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов.

Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N₂O и SiO.

Классификация оксидов

Тренировочные тесты по теме Классификация оксидов.

Получение оксидов

Общие способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.

Например, алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.

Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na₂O₂,

2Na + O₂ → Na₂O₂

Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно надпероксиды состава MeO₂:

K + O₂  →  KO₂

Примечания: металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

4Cr + 3O₂ → 2Cr₂O₃

Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.

Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.

Например, фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):

4P + 5O_2(изб.) → 2P₂O₅

4P + 3O_2(нед.) → 2P₂O₃

Но есть некоторые исключения.

Например, сера сгорает только до оксида серы (IV):

S + O₂ → SO₂

Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000^оС), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):

N₂ + O₂ = 2NO

Не окисляется кислородом фтор F₂ (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl₂, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).

2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.

При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

Например, при сжигании пирита FeS₂ образуются  оксид железа (III) и оксид серы (IV):

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Сероводород горит с образованием оксида серы (IV)  при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:

2H₂S + 3O_2(изб.) → 2H₂O + 2SO₂

2H₂S + O_2(нед.) → 2H₂O + 2S

А вот аммиак горит с образованием простого вещества N₂, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:

4NH₃ + 3O₂ →2N₂ + 6H₂O

А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).

гидроксид → оксид + вода

Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):

H₂CO₃ → H₂O + CO₂

H₂SO₃ → H₂O + SO₂

NH₄OH → NH₃ + H2O

2AgOH → Ag₂O + H₂O

2CuOH → Cu₂O + H₂O

При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей.

Например, нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:

Li₂CO₃ → CO₂ + Li₂O

CaCO₃ →  CaO + CO₂

Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂ + O₂

Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Химические свойства оксидов

Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.

Химические свойства основных оксидов

Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:

Химические свойства основных оксидов.

Химические свойства кислотных оксидов.

Химические свойства амфотерных оксидов.

Оксиды


— сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых — атом кислорода в степени окисления  -2

.

По способности образовывать соли оксиды делят на

солеобразующие

и

несолеобразующие

(СО,SiO,NO,N

₂

О). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, классифицируют на

основные, кислотные и амфотерные

.

Основными называются оксиды, которым соответствуют основания, кислотными — оксиды, которым отвечают кислоты. К амфотерным относятся оксиды, проявляющие химические свойства как основных, так и кислотных оксидов.

Основные оксиды образуют только элементы-металлы: щелочные (Li

₂

О, Na

₂

О, К

₂

О, Cs

₂

О, Rb

₂

О), щелочноземельные (CaO, SrO, BaO, RaO) и магний (MgO), а также металлы d-семейства в степени окисления +1, +2, реже +3(Cu

₂

O, CuO, Ag

₂

O, СrO, FeO, MnO, СоO, NiO).

Кислотные оксиды образуют как элементы-неметаллы (СО

₂

, SO

₂

, NO

₂

,Р

₂

O

₅

, Cl

₂

O

₇

), так и элементы-металлы, степень окисления атома металла должна быть +5 и выше(V

₂

O

₅

, СrO

₃

, Mn

₂

O

₇

, MnO

₃

). Амфотерные оксиды образуют только элементы металлы (ZnO, AI

₂

O

₃

, Fe

₂

O

₃

, BeO, Cr

₂

O

₃

, PbO, SnO, MnO

₂

).

В обычных условиях оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях: все основные и амфотерные оксиды твердые вещества, кислотные оксиды могут быть жидкими (SO

₃

,Сl

₂

O7,Mn

₂

O7), газообразными (CO

₂

, SO

₂

, NO

₂

) и твердыми (P

₂

O

₅

, SiO

₂

). Некоторые имеют запах (NO

₂

, SO

₂

), однако большинство оксидов запаха не имеют. Одни оксиды окрашены: бурый газ NO

₂

, вишнево-красный CrO

₃

, черные CuO и Ag

₂

O, красные Cu

₂

O и HgO, коричневый Fe

₂

O

₃

, белые SiO

₂

, Аl

₂

O

₃

и ZnO, другие — бесцветные (H

₂

O, CO

₂

, SO

₂

).

Большинство оксидов устойчивы при нагревании; легко разлагаются при нагревании оксиды ртути и серебра. Основные и амфотерные оксиды имеют

немолекулярное строение

, для них характерна кристаллическая решетка ионного типа. Большинство кислотных оксидов вещества

молекулярного строения

(одно из немногих исключений — оксид кремния (IV), имеющий атомную кристаллическую решетку).

Химические свойства оксидов

Al

₂

O

₃

+6KOH+3H

₂

O=2K

₃

[Al(OH)

₆

] — гексагидроксоалюминат калия;

ZnO+2NaOH+H

₂

O=Na

₂

[Zn(OH)

₄

] — тетрагидроксоцинкат натрия;

Смотрите также:

Основные оксиды — получение и химические свойства

Кислотные оксиды — получение и химические свойства

Химические свойства амфотерных оксидов

Задания 8 ЕГЭ по химии тест онлайн

Оксиды

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

Определите, какое из следующих соединений — оксид:

Оксидом является последнее соединение — P₂O₅ (в состав РН₃ не входит атом кислорода, а в состав H₃PO₄ входят атомы трёх химических элементов: H, Р, O).

Оксиды называют по схеме:

оксид чего? (название элемента).

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.

Задание 2.1. Среди следующих соединений найдите оксиды и назовите их:

Задание 2.2. Составьте формулы следующих оксидов: оксид хрома III, оксид углерода IV, оксид магния, оксид серы VI, оксид азота V, оксид калия, оксид марганца VI.

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:

Задание 2.3. Назовите эти несолеобразующие оксиды.

Некоторые оксиды имеют особые (тривиальные) названия:

Солеобразующие оксиды делятся на три группы: основные, кислотные, амфотерные.

Точно установить характер оксида можно, только изучая его химические свойства. Например, кислотные оксиды реагируют с основаниями и не реагируют с кислотами. Основные оксиды реагируют с кислотами и не реагируют с основаниями. Амфотерные оксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями, причём, реагируя с кислотами, они проявляют свойства основных оксидов, а реагируя с основаниями, — кислотных.

Отсюда вывод: в химических реакциях участвуют вещества с противоположными свойствами:

• основание и кислота;
• металл и неметалл;
• окислитель и восстановитель.

Впрочем, последние два случая мы рассмотрим позднее (см. уроки 2.4 и 7).

Поэтому, если определить по формуле оксида, какими свойствами он обладает, — можно предсказать, возможна ли эта реакция или нет! Но КАК это сделать? Вот некоторые правила:

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

* Обратите внимание, что и безразличные оксиды образуются только неметаллами.

Предсказать свойства оксида металла может помочь эта схема.

Итак, основные оксиды металлов от кислотных оксидов металлов отличить легко: малая валентность металла — основный оксид; большая — кислотный. Но как быть с амфотерными оксидами? «Любимая» валентность металлов в этих оксидах — III. Но есть и исключения. Поэтому желательно запомнить формулы наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов:

Задание 2.4. Назовите эти амфотерные оксиды.

Задание 2.5. Классифицируйте нижеприведённые оксиды:

Упражнение рекомендуется выполнить по схеме:

1. Определить, не является ли данный оксид несолеобразующим;

2. Определить, какой элемент входит в состав оксида: металл или неметалл, для чего выписать из таблицы Менделеева символы элементов – неметаллов: они расположены в главных подгруппах выше линии БОР — АСТАТ и на этой линии. Это:

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:

• Сr₂О₃ — амфотерный, так как хром — металл с низкой валентностью III;
• N₂O₃ — кислотный оксид, так как азот — неметалл;
• СrO₃ — кислотный оксид, так как хром — металл с высокой валентностью VI.

Зная характер оксида, можно описать его свойства.

Свойства кислотных оксидов

1. Кислотные оксиды, кроме SiО₂, реагируют c водой, образуя кислоту:

Чтобы составить формулу кислоты, нужно «сложить» все атомы исходных веществ, записывая на первом месте символ водорода, на втором — символ элемента, образующего оксид, и на последнем — символ кислорода. Если индексы получились чётными, их можно сократить:

Эти же реакции можно записать в виде «арифметического примера»:

Задание 2.6. Составьте уравнения реакций с водой для кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

кислотный оксид + вода → кислота

2. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами, образуя соль соответствующей кислоты, т. е. кислоты, которая образуется при взаимодействии этого оксида с водой (см. выше):

Для того чтобы составить такое уравнение, нужно:

• составить формулу кислоты («прибавив» к молекуле оксида молекулу воды);
• определить валентность кислотного остатка (это часть молекулы кислоты без атомов водорода). В данном случае кислотный остаток имеет состав СО₃, его валентность равна числу атомов водорода в кислоте, т. е. II;
• составить формулу соли, записав вместо атомов водорода атом металла из основного оксида с его валентностью (в данном случае — натрий);
• составить формулу соли по валентности металла и кислотного остатка.

Задание 2.7. Составьте уравнения реакций с оксидом кальция кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

кислотный оксид + основный оксид → соль

3. Кислотные оксиды реагируют с основаниями, образуя соль соответствующей кислоты и воду:

Принципы составления уравнения те же, что и для реакций с основными оксидами (см. пункт 2).

Задание 2.8. Составьте уравнения реакций с гидроксидом натрия NаОН кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

кислотный оксид + основание → соль + вода

ЗАПОМНИТЕ! Кислотные оксиды и с кислотами и кислотными оксидами НЕ РЕАГИРУЮТ!

Свойства основных оксидов

1. Основные оксиды реагируют с водой, образуя основание. Реакция происходит, если получающееся основание растворимо в воде.

Общая формула оснований Ме(ОН)х, где х — валентность металла, равная числу ОН групп.

Последняя реакция не идет, так как основание Fe(ОН)₃ нерастворимо в воде. Растворимость веществ в воде можно определить по таблице растворимости (рис. 2).

При определении возможности протекания данной реакции можно использовать и другое правило.

Основный оксид реагирует с водой, если он образован активным металлом. Такие металлы стоят в ряду напряжений до магния (см. табл. 3).

Задание 2.9. Составьте уравнения реакций с водой для основных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

основный оксид + вода → основание

2. Основные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

Обратите внимание: при составлении формулы соли нужно вместо атомов водорода в формуле кислоты написать символ металла, а затем составить полученную формулу по валентности.

Задание 2.10. Составьте уравнения реакций с Н₂SО₄ для основных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по схеме:

основный оксид + кислота → соль + вода

3. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соль (см. задание 2.7).

4. Некоторые основные оксиды реагируют при нагревании с водородом, при этом образуется металл и вода:

ЗАПОМНИТЕ! Основные оксиды с основаниями и основными оксидами НЕ РЕАГИРУЮТ!

ВЫВОД. В реакцию легче всего вступают вещества с противоположными свойствами, и не вступают в реакцию вещества со сходными свойствами.

Свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды (от греч. amphi — двойной) проявляют двойственные свойства: они могут реагировать и с кислотами, и с основаниями (точнее, со щелочами). При этом образуются соль и вода.

Например,

* Такая реакция не происходит, но эта схема позволяет определить состав «кислотного остатка» и его валентность, а затем составить химическую формулу соли.

Задание 2.11. Составьте уравнения реакций с КОН и с НNО₃ для амфотерных оксидов из задания 2.5.

Задание 2.12. С какими веществами (Н₂О, NаОН, НСl) могут реагировать оксиды: Cr₂O₃, CrO, SO₃, V₂O₅?

Составьте уравнения необходимых реакций. При составлении уравнений реакций помните:

• реагируют вещества с противоположными свойствами;
• сначала определите, какой это оксид (см. задание 2.5);
• затем, исходя из свойств этого оксида, составьте уравнения, пользуясь схемами заданий 2.6–2.10 и вышеприведенными уравнениями реакций для амфотерных оксидов.

Способы получения оксидов

Оксиды могут быть получены при разложении некоторых кислот, оснований, солей:

Оксиды обычно получают при сгорании в кислороде простых и сложных веществ:

Обратите внимание! При сгорании сложных веществ образуются оксиды элементов, которые входят в его состав. Исключение составляют только азот и галогены (F, Cl, Br, I), которые выделяются в виде простых веществ. Например:

Выводы

Молекулы оксидов состоят из атомов двух элементов. Один из этих элементов — кислород. Оксиды, образующие соли, бывают кислотные, амфотерные и основные. Оксиды реагируют с веществами, которые проявляют противоположные свойства.

• Основные оксиды — с кислотными оксидами или кислотами.
• Кислотные оксиды — с основными оксидами или основаниями.
• Амфотерные — и с кислотами, и с основаниями (щелочами).

В каждой из таких реакций образуется соль и вода.

Кислоты

Кислоты — это сложные вещества, в состав молекул которых входит активный атом водорода и кислотный остаток. Этот активный атом водорода в химических реакциях способен замещаться на атом металла, в результате чего всегда получается соль.

В формулах неорганических кислот этот атом водорода записывается на первом месте*:

* В химических формулах органических кислот атом водорода стоит в конце, например, CH₃–COOH уксусная кислота

В состав любой кислоты кроме атомов водорода входит кислотный остаток. Кислотный остаток — это часть молекулы кислоты без атомов водорода (которые могут быть замещены на атом металла). Валентность кислотного остатка равна числу таких атомов водорода:

При определении валентности кислотного остатка учитываются те атомы водорода, которые участвовали в реакции или могут участвовать в ней. Так, фосфорной кислоте Н₃РО₄, в зависимости от условий, могут соответствовать кислотные остатки иного состава:

У органических кислот не все атомы водорода в молекуле способны замещаться на атом металла:

Задание 2.13. Определите состав и валентность кислотных остатков для кислот, учитывая, что все атомы водорода кислот участвуют в реакции:

По числу атомов водорода кислоты делят на одноосновные и многоосновные:

• НСl — одноосновная, так как один атом водорода;
• Н₂СО₃ — двухосновная, так как два атома водорода.

По составу кислоты делят на:

• бескислородные: НСl, Н₂S;
• кислородсодержащие: НСlO, Н₂SO₄.

Бескислородные кислоты представляют собой растворы некоторых газов в воде, при этом и растворённому газу, и полученному раствору приписывают одинаковые свойства, хотя это не так. Например, из простых веществ водорода и хлора получается газ хлороводород:

Этот газ не проявляет кислотных свойств, если он сухой: его можно перевозить в металлических ёмкостях, и никакой реакции не происходит. Но при растворении хлороводорода в воде получается раствор, который проявляет свойства сильной кислоты, её перевозить в металлических ёмкостях нельзя! Этот раствор называется «соляная кислота».

Названия бескислородных кислот составляют по принципу:

«ЭЛЕМЕНТ» + «ВОДОРОД»ная кислота

• H₂S — сероводородная кислота (это раствор газа сероводорода в воде);
• НСl — хлороводородная (соляная) кислота (это раствор газа хлороводорода в воде);
• НF — фтороводородная (плавиковая) кислота (это раствор газа фтороводорода в воде).

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены при действии воды на кислотные оксиды (см. задание 2.6). Исходные кислотные оксиды называются «АНГИДРИДЫ кислот»:

Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду, превращается в более устойчивую кислоту:

или в суммарном виде:

Таким образом, Р₂O₅ — ангидрид фосфорной кислоты, а также некоторых других, менее устойчивых кислот.

Обратите внимание! Название кислородосодержащей кислоты содержит в виде корня название элемента, входящего в состав ангидрида:

Если элементу соответствуют несколько кислот, то для кислоты с большей валентностью элемента, входящего в состав ангидрида, в названии употребляют суффикс «Н» или «В». Для кислот с меньшей валентностью элемента в названиях добавляют еще один суффикс «ИСТ».

Валентность элемента проще всего определять по формуле ангидрида:

Обратим внимание, что в названии сернистой кислоты основной суффикс -ИСТ-, а суффикс -Н- введён дополнительно для благозвучия.

Сведём всё известное о названиях кислот в таблицу 4.

Задание 2.14. Заполнить табл. 4, заменив знаки вопросов формулами и названиями соответствующих кислот.

Задание 2.15. Напишите НА ПАМЯТЬ формулы кислот: кремниевой, сернистой, серной, сероводородной, азотистой, азотной, соляной, фосфорной, угольной. Укажите ангидриды этих кислот (там, где они существуют).

Свойства кислот

Главным свойством всех кислот является их способность образовывать соли. Соли образуются в любой реакции, в которой участвует кислота, при этом замещаются активные атомы водорода (один, все или несколько).

1. Кислоты реагируют с металлами, при этом атом водорода кислоты замещается на атом металла — в результате образуется растворимая соль* и водород:

* Если образуется нерастворимая соль, то эта соль закрывает поверхность металла и реакция останавливается.

Не все металлы способны вытеснять водород из растворов кислот: этот процесс возможен только для тех металлов, которые стоят в ряду напряжений ДО водорода (рис. 3 или таблица 3).

Задание 2.16. Составьте уравнения возможных реакций:

1. серная кислота + алюминий →
2. соляная кислота + серебро →
3. бромоводородная кислота + цинк →

При составлении уравнений пользуйтесь рядом напряжений и схемой реакции:

кислота + металл (до водорода) → соль + водород

Не забывайте, составляя формулы солей, учитывать валентность металла и кислотного остатка.

Некоторые кислоты могут растворять металлы, которые стоят в ряду напряжения после водорода, но водород при этом не выделяется:

2. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду*. Это реакция обмена, и поэтому валентность составных частей в результате реакции не меняется:

* Реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации.

Расставим коэффициенты:

Задание 2.17. Составьте аналогичные уравнения реакций по схеме:

кислота + основание → соль + вода

для:

• серной кислоты и Fe(ОН)₃;
• соляной кислоты и Ва(ОН)₂;
• сернистой кислоты и NаОН.

Не забудьте:

• составить формулу соли по валентности металла и кислотного остатка;
• расставить коэффициенты.

3. Кислоты могут реагировать с солями. При этом сильная кислота вытесняет более слабую из её соли.

• К сильным кислотам относятся: серная, азотная, соляная и др.
• К слабым кислотам относятся: угольная, кремниевая, сероводородная, азотистая.

Происходит реакция обмена: образуется новая соль и новая кислота.

Более подробно о подобных реакциях см. в уроке 6.

Задание 2.18. Составьте НА ПАМЯТЬ формулы: а) сильных, б) слабых кислот.

Задание 2.19. Составьте уравнения реакций по схеме:

(более сильная) кислота + соль → соль + кислота (более слабая):

• соляная кислота + FeS →
• азотная кислота + Na₂SiO₃ →
• серная кислота + K₂CO₃ →

4. И, наконец, выяснив свойства кислот, зададим себе вопрос: а можно ли обнаружить кислоту в растворе? Например, в одном стакане налита вода, а в другом — раствор кислоты. Как определить, где кислота? Хотя многие кислоты кислые на вкус, пробовать их НЕЛЬЗЯ — это опасно! Выручают особые вещества — ИНДИКАТОРЫ. Это соединения, которые изменяют цвет в присутствии кислот:

• синий ЛАКМУС становится красным;
• оранжевый МЕТИЛОРАНЖ тоже становится красным.

Выводы

Кислоты классифицируются:

• по числу атомов водорода на одноосновные, двухосновные и т. д.,
• по наличию атома кислорода в составе молекулы на бескислородные и кислородсодержащие,
• по силе на сильные и слабые,
• по устойчивости на устойчивые и неустойчивые.

Кислоты реагируют:

• с активными металлами (до «Н»),
• с основаниями,
• с основными и амфотерными оксидами,
• с солями более слабых кислот.

Кислоты обнаруживаются индикаторами в кислой («красной») области.

Основания

Основания — это сложные соединения, в состав молекул которых входит атом металла и гидроксогруппа ОН:

Валентность ОН-группы равна I.

Основания называют по схеме:

гидроксид (чего?) металла (n),

где n — переменная валентность металла.

Например:

• Са(ОН)₂ — гидроксид кальция,
• Fе(OH)₃ — гидроксид железа (III),
• NH₄OH — гидроксид аммония.

Обратите внимание. В состав последнего основания не входит атом металла. Это исключение. Валентность группы NН₄ (аммоний) равна I.

Основания бывают растворимые в воде и нерастворимые в воде. Это легко определить по таблице растворимости.

Растворимые в воде основания называются ЩЕЛОЧАМИ. В состав щелочей входят атомы активных металлов (они находятся в начале ряда напряжений, до магния). Гидроксид аммония тоже относится к щелочам, так как существует только в растворах.

Задание 2.20. Составьте, пользуясь таблицей растворимости или рядом напряжений, химические формулы 2–3 щелочей.

Свойства и способы получения щелочей

Щёлочи можно получить действием активного металла (К, Nа, Cа, Ва) или его оксида на воду:

1. Растворы щелочей реагируют с кислотными и амфотерными оксидами (см. урок 2.1) и с кислотами (см. урок 2.2). Последняя реакция называется реакцией НЕЙТРАЛИЗАЦИИ:

Реакция нейтрализации характерна для всех кислот!

2. Растворы щелочей реагируют с растворами солей. Реакция происходит, если образуется хотя бы одно нерастворимое соединение. Эта реакция относится к реакциям обмена, т. е. в результате получается новая соль и новое основание:

1. Последняя реакция не происходит, так как оба полученных вещества растворимы в воде.
2. Валентности составных частей исходных молекул определяйте по кислотному остатку или по числу групп ОН.
3. Полученные значения валентностей используйте при составлении формул полученных веществ.
4. Растворимость получаемых веществ определяйте по таблице растворимости.

Задание 2.21. Расставьте коэффициенты в вышеприведённых уравнениях реакций.

Задание 2.22. Составьте уравнения реакций обмена:

• Fe(NO₃)₃ + гидроксид калия →
• Na₂SO₃ + гидроксид кальция →
• K₃PO₄ + гидроксид аммония →

Определите, какая из реакций не происходит и почему.

3. Растворы щелочей, как и растворы кислот, способны изменять окраску индикаторов:

• фиолетовый лакмус синеет,
• оранжевый метилоранж желтеет,
• бесцветный фенолфталеин краснеет.

Все изменения окрасок индикаторов можно свести в таблицу 5.

Обратите внимание: если к воде добавить кислоты, то в растворе будет кислая среда; если добавить щелочь — щелочная; в чистой воде среда нейтральная.

Вопрос 1. Можно ли при помощи фенолфталеина узнать, что налито в стакане: вода? НCl? КОН? А при помощи лакмуса?

Вопрос 2. Почему реакция между кислотой и щелочью названа реакцией нейтрализации?

Свойства и способы получения нерастворимых в воде оснований

Среди нерастворимых в воде оснований следует выделить особую группу веществ — амфотерные гидроксиды. Их свойства будут рассмотрены ниже. Способы получения их такие же, как и для нерастворимых оснований.

Нерастворимые основания получают, действуя на раствор соли, в состав которой входит нужный атом металла, раствором щёлочи:

Попробуем определить, какие вещества нужно взять для того, чтобы получить гидроксид марганца (II):

Задание 2.23. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно получить: а) гидроксид железа (III), б) гидроксид железа (II).

Свойства нерастворимых в воде оснований во многом отличаются от свойств щелочей: нерастворимые в воде основания не могут реагировать с растворами солей, а также с амфотерными и некоторыми кислотными оксидами. Они не изменяют окраску индикатора.

1. Нерастворимые основания могут реагировать с кислотами, если при этом происходит растворение исходного нерастворимого вещества (осадка):

Таким образом, эта реакция возможна, если образуется растворимая соль (см. таблицу 3).

2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании. При этом, чем меньше активность металла (см. ряд напряжений), тем легче разлагается основание на оксид и воду:

Свойства амфотерных гидроксидов

Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам. Это означает, что в состав амфотерного гидроксида входит тот же атом металла и с той же валентностью, что и в состав амфотерного оксида:

Как вы думаете, почему эти вещества называются амфотерными? (Если ответить не можете — загляните в урок 2.1.)

Ответ простой — амфотерные соединения проявляют двойственные свойства, т. е. реагируют) и с кислотами, и со щелочами (и растворяются при этом):

Если эта реакция происходит с растворами щелочей, то вместо вещества состава Na₃AlO₃ (или NaAlO₂)* образуется сложное комплексное соединение:

* Ортоалюминиевая кислота H₃AlO₃ теряет молекулу H₂O, и образуется метаалюминиевая кислота HAlO₂, в которой кислотный остаток AlO₂ имеет валентность I.

Задание 2.24. Составьте уравнения реакций с кислотой и со щёлочью для амфотерных гидроксидов: а) гидроксида цинка; б) гидроксида хрома (III).

Выводы

Молекулы неорганических оснований содержат гидроксогруппу ОН. Все неорганические основания, кроме NH₄OH, содержат атом металла. Основания делят на растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые в воде.

Растворы щёлочей реагируют:

• с кислотами (реакция нейтрализации),
• с кислотными и амфотерными оксидами,
• с растворами солей.

Щёлочи обнаруживаются индикаторами в щелочной («синей») области. Нерастворимые в воде основания не изменяют окраску индикатора, могут реагировать с некоторыми кислотами и кислотными оксидами, а также термически неустойчивы.

Соли

Соли — это продукт реакции между кислотой и основанием, например реакции нейтрализации. Даже если такая реакция невозможна, ЛЮБОЙ соли можно поставить в соответствие основание и кислоту. Поэтому в состав любой соли входит остаток основания (обычно атом металла или группа NH₄) и остаток кислоты (кислотный остаток).

Задание 2.25. Попробуйте определить для каждой из этих солей

где в её молекуле остаток кислоты, а где — остаток основания. Определите валентности составных частей.

Обратите внимание, что в состав некоторых солей входят атомы водорода или группы ОН. Такое различие подсказывает, что соли могут быть разных типов. Рассмотрим три вида солей.

Средние соли. Такие соли получаются, если кислота и основание полностью прореагировали:

Кислые соли. Такие соли получаются, если не все атомы водорода кислоты были замещены на атом металла:

Кислотные остатки таких солей содержат атом водорода. Кислые соли образуются в результате гидролиза некоторых солей, а также при взаимодействии средней соли с ангидридом «своей» кислоты:

Кислые соли могут проявлять некоторые свойства кислот, например они могут реагировать с щелочами:

Основные соли. Такие соли образуются, если не все группы ОН основания замещены на кислотный остаток:

Такие соли содержат гидроксогруппу ОН. Основные соли образуются в результате гидролиза некоторых солей. Основные соли могут проявлять некоторые свойства оснований. Например, они могут реагировать с кислотами:

Способы получения солей

Вспомните, во многих примерах, которые иллюстрировали свойства оксидов, кислот, оснований, — продуктом реакции была соль. Попробуем обобщить эти сведения и выяснить, в результате каких процессов можно получить СОЛЬ заданного состава. Прежде всего, отметим, что способы получения солей можно условно разбить на 2 группы:

• I — получение солей из веществ, которые не являются солями;
• II — получение солей из других солей.

Реакции I группы основаны на том, что в реакцию вступают противоположные по свойствам вещества (рис. 4).

Приведём конкретные примеры:

1. Металл + неметалл (галоген или сера):

2. Металл + кислота:

3. Основный оксид + кислотный оксид:

4. Основный оксид + кислота:

5. Основание + кислота:

6. Основание + кислотный оксид:

Задание 2.26. Расставьте коэффициенты в этих уравнениях. Приведите свои примеры каждого типа.

Реакции II группы являются реакциями обмена или замещения. В каждой из таких реакций участвует соль, и поэтому способы получения солей по группе II фактически являются химическими свойствами солей:

7. Более активный металл вытесняет менее активный из растворов его солей:

обратный процесс не идёт:

Активность металлов можно определять по ряду напряжений:

В этом ряду любой металл активнее всех металлов, стоящих после него (правее него).

8. Сильная кислота вытесняет более слабую кислоту из её соли:

9. Щёлочь, реагируя с солью, образует новое основание и новую соль

Эта реакция происходит, если оба исходных вещества растворимы, а хотя бы одно из полученных веществ — нерастворимо.

10. Соль, вступая в реакцию обмена с другой солью, образует две новые соли

Эта реакция также происходит, если оба исходных вещества растворимы, а хотя бы одно из полученных веществ — нерастворимо.

Например, эта реакция:

невозможна, так как обе полученные соли растворимы. А этот процесс:

невозможен потому, что СаСО₃ (мел) нерастворим в воде.

Названия солей

Названия солей происходят от латинского названия химического элемента, который входит в состав кислотного остатка (исключая кислород):

• S — сульфур;
• N — нитрогениум;
• С — карбонеум;
• Si — силициум.

Например:

Очевидно, что для солей разного состава должны быть разные названия. Это достигается введением суффиксов:

• для солей бескислородных кислот -ИД-;
• для солей кислородсодержащих кислот -ИТ- (меньшая валентность элемента), АТ- (бОльшая валентность элемента).

Задание 2.27. Составьте названия вышеприведённых солей серусодержащих кислот.

При правильной работе должно получиться:

Аналогично составляют названия остальных солей (табл. 6).

Задание 2.28. Дополните таблицу 6, составив химические формулы солей тех металлов, которые указаны в таблице.

При составлении названий кислых солей используют частицу «гидро»:

При составлении названий основных солей используют частицу «гидроксо»:

Задание 2.29. Назовите все соли, которые встречаются в тексте и уравнениях реакций этого раздела.

Задание 2.30. Составьте по 3–4 уравнения реакций получения:

• бромида магния;
• сульфата цинка.

Выводы

Соли состоят из остатков веществ, которые проявляют противоположные свойства: кислоты и основания.

Мы продолжаем с вами рассматривать оксиды. Давайте вспомним характерные свойства амфотерных, кислотных, основных оксидов и еще рассмотрим частные случаи (вы с ними можете столкнуться при решении второй части заданий ЕГЭ по химии.

Итак, оксиды – это бинарные соединения (состоящие из двух элементов), содержащих атомы кислорода в степени окисления  -2. Мы не рассматриваем сейчас понятие сложных оксидов. С ними познакомимся чуть позже в отдельных статьях для тех, кто хочет знать немного больше, чем на сто баллов ЕГЭ по химии.

Классификация оксидов.

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды – оксиды которые в реакциях с кислотами и щелочами образуют соли. Несолеобразующие оксиды – неиндифферентные оксиды. Таким оксидам соли не соответствуют (примеры несолеобразующих оксидов- монооксид азота, монооксид кремния, угарный газ.

Основные оксиды – оксиды, которые вступают в реакцию с кислотами с образованием солей. Основным оксидам соответствуют гидроксиды. Нетрудно догадаться, что к ним относятся оксиды щелочных и щелочноземельных элементов.

Кислотные оксиды – оксиды, при реакции с щелочами образующие соли. К ним относятся диоксид углерода, оксид фосфора. Вообще этим оксидам соответствуют кислоты. К примеру диоксиду углерода соответствует угольная кислота.

Кислотными оксидами являются все солеобразующие оксиды неметаллов и оксиды металлов в высоких степенях окисления. Кстати, кислотные оксиды имеют еще название ангидридов кислот.

Амфотерные оксиды – оксиды проявляющие свойства и кислотных и основных оксидов. Они вступают в реакции с кислотами и с основаниями с образованием солей. Амфотерным оксидам отвечают амфотерные основания. Амфотерными оксидами являются оксиды металлов в средних степенях окисления (в основном +3, +4).

В случае если металл проявляет разные степени окисления и образует несколько оксидов, то чем выше степень окисления металла, тем более кислотный характер имеет этот оксид.

Химические свойства оксидов

Основные оксиды вступаю в реакцию с водой с образованием оснований, при условии, что последние растворимы. Оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания с водой не реагируют. Все основные оксиды вступают в реакцию с кислотами с образованием соли и воды.

Ангидриды в реакции с водой образуют кислоты. Большинство кислотных оксидов реагирует с водой. Но если у нас в наличии оксид нерастворимой кислоты, то такой оксид с водой не реагирует. Со щелочами кислотные оксиды реагируют с образованием соли и воды.

Основные оксиды с кислотными оксидами взаимодействуют между собой образуя соли (к примеру оксид магния в реакции с диоксидом углерода дает карбонат магния).

Получение оксидов

Оксиды в основном можно получить реакцией соединения простого вещества с кислородом при высокой температуре.

Еще один способ получения оксидов – разложение соответствующих кислот и оснований, солей (например, гидроксид меди при нагревании разлагается на оксид меди и воду, а нитрат свинца дает оксид свинца, диоксид азота и кислород.)

Еще один способ получения отдельно взятых оксидов – окисление сложных веществ кислородом.

Частные способы получения оксидов

Как уже было указано выше, оксиды, образующиеся сильно эндотермически, можно получить синтезом из простых веществ. Имеет место для элементов первой-четвертой группы.

К примеру, оксид алюминия мы можем получить синтезом из простых веществ. Если этот процесс заморозить – то он протекает экзотермически (вы, конечно же, помните, что такое экзотермическая реакция). Помним, что у алюминия есть один неспаренный электрон в основном состоянии, а возбуждение атома алюминия с переходом одного электрона на свободные орбитали 3р-подуровня трех неспаренных электронов происходит легко. Это и поясняет. Кстати, почему алюминий трехвалентный.

А теперь давайте посмотрим на классическую реакцию, которая имеет важное значение в топливной промышленности – получение оксида углерода

С(т)+СО2(г)=2СО(г) –энтальпия = 173 кДж

Реакция эндотермическая, значит необходимо повышение температуры для ее успешного протекания. При низких температурных режимах равновесие у нас смещается в сторону разложения монооксида углерода на углерод и углекислый газ. Налицо реакция диспропорционирования. Если мы заглянем в справочные таблицы, то увидим, что температуре порядка 400 градусов и давлении равном атмосферному, равновесие смещено в сторону разложения монооксида углерода практически полностью.  А вот если температура у нас порядка 1000 градусов по шкале, то равновесие сдвинуто в сторону образования монооксида. А вот в температурном интервале 400-1000 градусов у нас налицо конкуренция прямой и обратной реакций. Что это значит? А то что если мы возьмем смесь чистого монооксида углерода или смесь диоксида углерода с углем в равных молярных долях и выдержать их при заданной температуре в этом интервале, то и в первом и во втором случае мы получим равновесную смесь угля, диоксида и монооксида углерода. При температуре около 700 градусов – соотношение моноокида углерода и диоксида углерода будут идентичными, но если начать медленно охлаждать СО, который получили при нагревании до 1000 градусов, то равновесие у нас сместится в нужном направлении, концентрация СО постепенно снижается и при достижении 400 градусов в системе уже СО не будет. Но! При температуре ниже 300 градусов, то реакция разложения СО протекает крайне медленно, а при комнатной температуре скорость ее почти равна нулю. Отсюда следует верный вывод: если монооксид углерода, полученный при высокой температуре, резко охладить, то удастся его сохранить при комнатной температуре в метастабильном состоянии. На этом и основан промышленный метод получения СО.

Понятное дело, что намного тяжелее получать те кислородные соединения, которые при обычных условиях существуют только за счет замороженности процесса распада. Классика жанра – оксиды азота.

Как вы думаете почему оксиды азота имеют очень низкую стабильность? Это результат исключительной прочности молекулы азота. Только представьте: образование одного моля молекулы азота из свободных атомов азота сопровождается выделением 945 кДж.  Именно поэтому смесь 1 моля азота с 1 и моль кислорода энергетически более выгодное состояние, нежели 2 моль оксида азота. Поэтому, ввиду эндотермичности процесса получения двухвалентного оксида азота, последний может быть получен только при очень высокой температуре. Как вариант – в электрической дуге.

На практике это выглядит так: через трубку с электрической дугой, растянутую магнитным полем в виде диска диаметром в несколько метров, продувают воздух. Скорость продувания воздуха должна быть настолько большой, чтобы результирующая газовая смесь быстро проскакивала зону промежуточных температур, где может пройти обратный процесс – превращение монооксида азота в азот и кислород. Ниже восьмиста градусов процесс распада монооксида азота уже практически заморожен и его в принципе можно сохранить. При температуре 3200 градусов доля выхода NO составляет порядка 4%.

Как видите описанный процесс требует огромных затрат энергии, поэтому, большая часть оксидов азота, требуемых для производства азотной кислоты получают в основном другим способом –каталитическим окислением аммиака. В отсутствие катализатора аммиак горит в кислороде с образованием азота и воды.

На поверхности катализатора из платины или ее сплава с палладием идет иной процесс – образование двухвалентного оксида азота и воды. Соединение NO эндотермичное, а вода – экзотермичное. Сам процесс экзотермичный.

NО  легко присоединяет кислород с образованием четырехвалентного оксида азота. Последний в свою очередь растворяется в воде и дает смесь азотной и азотистой кислоты. Азотистая кислота крайне неустойчивая и разлагается по уравнению:

2HNO₂=NO+NO₂+H₂O

Полученный NO2 вновь может реагировать с водой. Если растворение NO2 в воде происходит в присутствии воздуха, то NO окисляется до NO2, который опять вступает в реакцию с водой. В итоге весь четырехвалентный оксид азота превращается в азотную кислоту.

В следующей статье мы с вами рассмотрим еще один пример как один оксид получают из другого оксида того же элемента.

Свойства
кислотных
оксидов

Свойства
Примеры реакций
Примечания
1)
Реакция
с основа
—
ниями
CO
2
+
Ca
(
OH
)
2
=
CaCO
3
+
H
2
O
SiO
2
+ 2
KOH
=
K
2
SiO
3
+
H
2
O
(при нагревании),
SO
3
+ 2NaOH = Na
2
SO
4
+ H
2
O,
N
2
O
5
+ 2KOH = 2KNO
3
+ H
2
O.
Реакция возможна со щелочами. Наиболее активные кислотные оксиды (
SO
3
,
CrO
3
,
N
2
O
5
,
Cl
2
O
7
) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2)
Реакция
с
амфотер-ными
и основными оксидами
CO
2
+
CaO
= CaCO
3
P
2
O
5
+ 6FeO = 2Fe
3
(PO
4
)
2

(при нагревании)
N
2
O
5
+
ZnO
= Zn(NO
3
)
2
Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать
сильному
гидроксиду
.
3) Реакция
с водой.
Образуют
—
ся
КИСЛОТЫ.
N
2
O
3
+
H
2
O
= 2
HNO
2

SO
2
+
H
2
O
=
H
2
SO
3

N
2
O
5
+
H
2
O
= 2
HNO
3
SO
3
+
H
2
O
=
H
2
SO
4
Оксид реагирует с водой, если в результате образуется
растворимый

гидроксид
. Не реагирует с водой
SiO
2
.
4) Реакции
с солями летучих кислот.
SiO
2
+
K
2
CO
3
=
K
2
SiO
3
+
CO
2

(при нагревании)
Твёрдые, нелетучие оксиды (
SiO
2
,
P
2
O
5
) вытесняют из солей летучие.
5) Окисле
—
ние
.
2
SO
2
+ O
2

⇆

2
SO
3
Низшие оксиды окисляются до высших.
Автор:
Калитина Тамара Михайловна
Место работы
:

МБОУ СОШ №2 с.Александров-Гай Саратовской области
Должность:
учитель химии, биологии, экологии.
Дополнительные сведения:
сайт

http://kalitina.okis.ru/

Мини-сайт
http://www.nsportal.ru/kalitina-tamara-mikhailovna

План
Получение
оксидов.
Получение оксидов.
Свойства оксидов.
Кислотные оксиды

Кислотные оксиды
–
оксиды
, которым соответствуют кислоты.
Кислотные оксиды при комнатной температуре бывают:
*газы
(например: СО
2
,
SO
2
,
NO
,
SeO
2
)
*
жидкости
(например,
SO
3
,
Mn
2
O
7
)
*
твердые
вещества
(
например
: B
2
O
3
, SiO
2
, N
2
O
5
, P
2
O
3
, P
2
O
5
, I
2
O
5
, CrO
3
).
Источники
http://egeigia.ru/all-ege/materialy-ege/himiya/566-ege-him-2012-5
Оксиды, получение и свойства
Лекция №10
Подготовка к ЕГЭ
Свойства основных оксидов
Свойства
Примеры реакций
Ограничения и примечания
1) Реакция с
растворами кислот
Li
2
O + 2HCl= 2LiCl+ H
2
O
NiO
+ H
2
SO
4
= NiSO
4
+ H
2
O
Кислота должна существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)
2) Реакция
с водой

Li
2
O + H
2
O = 2LiOH
BaO
+ H
2
O =
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
оксидами
BaO + CO
2
= BaCO
3
,
FeO + SO
3
= FeSO
4
,
CuO + N
2
O
5
= Cu(NO
3
)
2
СаО
+ SO
2
= CaSO
3
Один 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
+
H
2
=
Fe
+
H
2
O

(при нагревании).
Fe
2
O
3
+ CO = FeO + CO
2
В качестве восстановителей
используют: СО, С, водород, алюминий, магний.
С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.
5) Окисление кислородом.
4
FeO
+
O
2
= 2
Fe
2
O
3
Если металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.

СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ

C
войства
Примеры реакций
Примечания
1) Реагируют с кислотами, так же, как
основные
оксиды – образуются соли.
ZnO
+ 2HCl = ZnCl
2
+ H
2
O
Al
2
O
3
+ 6HNO
3
= 2Al(NO
3
)
3
+3H
2
O
Только с сильными кислотами
2)
Взаимодействуют с
растворами
щелочей
– образуются растворы гидроксокомплексов.
Al
2
O
3
+ 2KOH +3H
2
O = 2K[Al(OH)
4
]
или
K
3
[Al(OH)
6
]
ZnO
+2NaOH +H
2
O=Na
2
[Zn(OH)
4
]
3)
Реагируют с
расплавами
щелочей
– образуя соли, при этом проявляют свойства
кислотных
оксидов.
Al
2
O
3
+ 2
KOH
→

t
2
KAlO
2
+
H
2
O


(или
K
3
AlO
3
)
ZnO
+ 2KOH
→
t K
2
ZnO
2
+ H
2
O


4) При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.
Al
2
O
3
+ Na
2
CO
3

→
t 2NaAlO
2
+CO
2

(
или
Na
3
AlO
3
)
ZnO + Na
2
CO
3

→
t Na
2
ZnO
2
+ CO
2


СВОЙСТВА ОКСИДОВ

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

Вещества
, образуемые катионами
амфотерных
металлов в щелочной среде:

Степень окисления
В растворе
В расплаве
+2
(
Zn
,
Be
,
Sn
)
Na
2
[
Zn
(
OH
)
4
]
тетрагидроксоцинкат
натрия
Na
2
ZnO
2
цинкат натрия
+3
(
Al
,
Cr
,
Fe
*
)
Na
[
Al
(
OH
)
4
]
тетрагидроксоалюминат
натрия
Na
3
[
Al
(
OH
)
6
]
гексагидроксоалюминат
натрия
NaAlO
2

метаалюминат
натрия и
Na
3
AlO
3
ортоалюминат
натрия
*) железо не образует устойчивых
гидроксокомплексов
,
амфотерно
только в расплаве, образуя
NaFeO
2

Получение
оксидов:
Способы получения.
Примеры.
Ограничения и примечания
1. Окисление простых веществ:
а) металлов: 2
Ca
+
O
2


2
CaO
б) неметаллов:
4P + 3O
2
(
нед
)

2P
2
O
3
4P + 5O
2
(
изб
)

2P
2
O
5

(
Из
S – SO
2
,
из
Fe – Fe
2
O
3

и
Fe
3
O
4
,
из
N
2
– NO)
С кислородом не реагируют галогены, инертные газы,
Au
,
Pt
. Азот реагирует в жестких условиях (2000°C).
2. Окисление сложных веществ:
а) водородных соединений:
2Н
2
S
+ 3
O
2



2
H
2
O
+ 2
SO
2
б) сульфидов, карбидов, фосфидов (бинарных соединений):
2
ZnS +
3
O
2


2
ZnO +
2
SO
2
Каждый элемент сложного вещества окисляется в соответствии со своими свойствами.
3. Разложение гидроксидов и солей:
а) гидроксидов (оснований и кислот):2
Al
(
OH
)
3
→

t

Al
2
O
3
+ 3
H
2
O

H
2
SiO
3

→

t

SiO
2
+
H
2
O
б) карбонатов: СаСО
3
→

t

CaO
+
CO
2
Гидроксиды и карбонаты щелочных металлов (
Na
,
K
,
Rb
,
Cs
) не разлагаются.
4. Окисление кислородом или озоном
а) кислородом:
2СО + О
2


2СО
2
б) озоном:
NO + O
3


NO
2
+ O
2
Возможна, если элемент имеет несколько оксидов (сера, фосфор, углерод, азот, железо).
Амфотерные оксиды
Амфотерные оксиды
–
оксиды
, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. По химическим свойствам
амфотерные
оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей
способностью реагировать с щелочами
, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами,
а также с основными оксидами.

Оксиды
(названия, классификация, получение)

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

---

---

Оксиды — сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов двух химических элементов, один из которых — кислород. Атом кислорода в оксидах всегда имеет степень окисления –2. (Подробнее про степень окисления смотрите в конце статьи)

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.

Часто используют и другие наименования оксидов. Например, по числу атомов кислорода (современная международная номенклатура): если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом (устаревшее — окись), если два — диоксидом (устаревшее — двуокись), если три — то триоксидом (устаревшее — триокись, трёхокись) и т. д.

Современная международная номенклатура оксидов состоит в использовании приставок по числу атомов в формульной единице оксида (моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса-, гепта-). Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО₂, триоксид серы SO₃.

Про названия окись, закись и перекись смотрите в разделе «Степень окисления» (в конце статьи).

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.

Примечание. Не во всех учебниках и литературе встречается такое систематическое название как несолеобразующие оксиды. Например, соединение F₂O в одних учебниках называют оксидом фтора. По другой систематизации — окись фтора. Однако, по правилам IUPAC это соединение должно называться фторид кислорода (OF₂), потому как так как атом фтора более электроотрицателен чем кислород.

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 + СO_2;                 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.

Оксиды (справочная таблица)

Степень окисления (закись, окись, перекись)

Степень окисления (окислительное число) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле. Понятие степень окисления часто используют в неорганической химии вместо понятия валентность.

Степень окисления атома любого элемента в свободном (несвязанном) состоянии (простое вещество) равна нулю, так, например, атомы в молекулах имеют нулевую степень окисления. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в формуле нейтрального соединения всегда равна нулю. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в комплексном ионе (катионе либо анионе) должна быть равна его общему заряду.

Степень окисления кислорода равна −2 во всех соединениях, где кислород не образует простой ковалентной связи O—O, то есть в подавляющем большинстве соединений — оксидах. Так, степень окисления кислорода в абсолютном большинстве случаев равна −2 (H₂O, H₂SO₄, NO, CO₂ и CH₃OH), но в пероксиде водорода (H₂O₂ или HO—OH), она равна −1.

Закись — низшая степень окисления. Соединение элементов низкой степени окисления с кислородом. Пример: Cu₂O — закись меди, оксид меди(I).

Окись — промежуточная степень окисления. Соединение элементов средней степени окисления с кислородом. Пример: СО — окись углерода (бытовое название: угарный газ), оксид углерода (II), монооксид углерода.

Перекись — высшая степень окисления вещества. Соединение элементов высокой степени окисления с кислородом. Пример: Н₂О₂ — перекись водорода, пероксид водорода (НЕ оксид !)

Пероксиды (перекиси) — соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой (O—O), называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидов. Пероксиды легко выделяют кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид, для органических веществ и сегодня в русском языке часто используют термин перекись. Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны. Наиболее известна ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА (HO—OH) — жидкость, состоящая из водорода и кислорода, обычно продается в водных растворах. Раствор перекиси водорода используется как отбеливающие и дезинфицирующие средство. Концентрированная перекись водорода — опасное взрывчатое вещество и используется как окислитель для ракетного топлива.

---

Вы смотрели конспект урока по химии «Оксиды (названия, классификация, получение, свойства)». Выберите дальнейшее действие:

• Перейти к Списку конспектов по химии (по классам)
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии
• Перейти к следующей теме: «Свойства солеобразующих оксидов».

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, со степенью окисления –2. Лишь один химический элемент — фтор, соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF2.

Классификация оксидов, которую мы ещё раз с вами повторим:

• основные: металл в степени окисления +1 и +2;
• амфотерные: металл в степени окисления +3 и +4. Исключения: ZnO, BeO, SnO, PbO;
• кислотные: все неметаллы и металлы в степенях окисления +5, +6 и +7;
• несолеобразующие: NO, N₂O, CO, SiO.

Физические свойства оксидов.

• По агрегатному состоянию оксиды делятся на три группы: твердые (K₂O, Al₂O₃, P₂O₅), жидкие (SO₃, Mn₂O₇), и газообразные (CO₂, NO₂, SO₂).
• По растворимости в воде оксиды делятся на растворимые (SO₂, CO₂, K₂O) и нерастворимые (CuO, FeO, SiO₂, Al₂O₃). Все кислотные оксиды, кроме SiO₂, растворимы в воде. Среди основных оксидо растворимыми являются только оксиды щелочных металлов и щелочноземельных металлов. Амфотерные оксиды не растворяются в воде.

Химические свойства основных оксидов

1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Оксид + H₂O = Щелочь;

K₂O + H₂O = 2KOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

2. Общим свойством всех основных оксидов является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соли и воды:

Оксид + кислота = соль + H₂O

CaO + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O

CuO + 2HCl = CuCl₂ + H₂O

3. Основные оксиды взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей:

Основные оксид + кислотный оксид = Соль

3СaO + P₂O₅ = Ca₃(PO₄)₂

BaO + CO₂ = BaCO₃

Химические свойства кислотных оксидов

1. Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислоты:

Кислотный оксид + H₂O = кислота

P₂O₅ + 3H₂O = 2H₃PO₄

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃

2. Общим свойством всех кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с овнованиями с образованием соли и воды:

кислотный оксид + основание = соль + H₂O

P₂O₅ + 6NaOH = 2Na₃PO₄ + 6H₂O

SO₂ + Ca(OH)₂ = CaSO₃ + H₂O

3. Кислотные оксиды взаимодействую с основными оксидами с образованием солей (при нагревании)

Ксилотный оксид + основные оксид = соль;

3CaO + P₂O₅ = Ca₃(PO₄)₂

CrO₃ + CaO = CaCrO₄

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием солей и воды — проявляют свойства основных оксидов.

Амфотерный оксид + кислота = соль + H₂O

ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O

2. Амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами с образованием солей и воды — проявляют свойства ксилотных оксидов.

Амфотерный оксид + щелочь = соль + H₂O

ZnO + KOH = K₂ZnO₂ + H₂O

3. Амфотерные оксиды при нагревании взаимодействуют с кислотными оксидами с образованием солей.

Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль

ZnO + CO₂ = ZnCO₃

4. Амфотерные оксиды при нагревании взаимодействуют с основными оксидами с образованием солей.

Амфотерный оксид + основный оксид = соль

ZnO + Na₂O = Na₂ZnO₂

Получение оксидов

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

Металл или неметалл + O₂ = Оксид

2. Разложение некоторых оксокислот:

Оксокислота = кислотный оксид + H₂O

3. Разложение нерастворимых основний:

Нерастворимое основание = основный оксид + H₂O;

4. Разложение некоторых солей:

Соль = основный оксид + кислотный оксид