Оксиды, получение и свойства.
Получение
оксидов:
|
Способы
получения.
|
Примеры.
|
Ограничения
и примечания
|
|
1.
Окисление простых веществ:
|
а)
металлов: 2Ca + O2 à 2CaO
б)
неметаллов:
4P + 3O2 (нед)à 2P2O
3
4P + 5O2 (изб)à 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 à 2H2O + 2SO 2
б)
сульфидов, карбидов, фосфидов (бинарных соединений):
2ZnS + 3O2 à2ZnO + 2SO2
|
Каждый
элемент сложного вещества окисляется в соответствии со своими свойствами.
|
|
3.
Разложение гидроксидов и солей:
|
а)
гидроксидов (оснований и кислот):
2Al(OH)3→
t Al2O3 + 3H2O
H2SiO3
→ t SiO2 + H2O
б)
карбонатов: СаСО3→ t CaO+CO2
|
Гидроксиды
и карбонаты щелочных металлов (Na,K, Rb,Cs) не
разлагаются.
|
|
4.
Окисление кислородом или озоном
|
а)
кислородом:
2СО
+ О2 à 2СО2
б)
озоном:
NO
+ O3 à NO2 + O2
|
Возможна,
если элемент имеет несколько оксидов (сера, фосфор, углерод, азот, железо).
|
СВОЙСТВА
ОКСИДОВ.
Основные оксиды – оксиды,
которым соответствуют основания. Это оксиды металлов со степенями окисления +1
и +2, кроме амфотерных (ZnO, BeO, SnO, PbO)
Свойства основных оксидов.
|
Свойства
|
Примеры
реакций
|
Ограничения
и примечания
|
|
1) Реакция с растворами кислот
|
Li2O
+ 2HCl= 2LiCl+ H2O
NiO
+ H2SO4 = NiSO4 + H2O
|
Кислота
должна существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая,
сероводородная, угольная)
|
|
2) Реакция с водой
|
Li2O
+ H2O = 2LiOH
BaO
+ 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 оксидами
|
BaO
+ CO2 = BaCO3,
FeO
+ SO3 = FeSO4,
CuO
+ N2O5 = Cu(NO3) 2
СаО + SO2
= CaSO3
|
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 + H2 = Fe + H2O
(при
нагревании).
Fe2O3
+ CO = FeO + CO2
|
В
качестве восстановителей
используют:
СО, С, водород, алюминий, магний.
С
водородом реагируют оксиды неактивных металлов.
|
|
5) Окисление кислородом.
|
4FeO + O2 = 2Fe2O3
|
Если
металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.
|
Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислоты.
Кислотные оксиды при комнатной температуре бывают:
Ø
*газы
(например: СО2, SO2, NO, SeO2)
Ø
*жидкости
(например, SO3,
Mn2O7)
Ø
*твердые вещества (например: B2O3,
SiO2, N2O5, P2O3, P2O5,
I2O5, CrO3).
Свойства кислотных оксидов.
|
Свойства
|
Примеры
реакций
|
Примечания
|
|
1)
Реакция с основаниями
|
CO2 + Ca(OH) 2
= CaCO3 + H2O
SiO2 + 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 амфотерными и основными оксидами
|
CO2
+ CaO = CaCO3
P2O5
+ 6FeO = 2Fe3(PO4)2
(при
нагревании)
N2O5 + ZnO = Zn(NO3)2
|
Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному
гидроксиду.
|
|
3)
Реакция с водой. Образуются КИСЛОТЫ.
|
N2O3
+ H2O = 2HNO2
SO2
+ H2O = H2SO3
N2O5
+ H2O = 2HNO3
SO3
+ H2O = H2SO4
|
Оксид
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 ⇆ 2SO3
|
Низшие
оксиды окисляются до высших.
|
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.
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
|
Na2ZnO2
цинкат
натрия
|
|
+3
(Al, Cr, Fe*)
|
Na[Al(OH)4]
тетрагидроксоалюминат
натрия
Na3[Al(OH)6]
гексагидроксоалюминат
натрия
|
NaAlO2
метаалюминат
натрия и
Na3AlO3
ортоалюминат
натрия
|
|
*) железо не образует устойчивых
гидроксокомплексов, амфотерно только в расплаве, образуя NaFeO2
|
СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ.
|
Cвойства
|
Примеры реакций
|
Примечания
|
|
1) Реагируют с кислотами, так же,
как основные оксиды – образуются соли.
|
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 +3H2O
|
Только с сильными кислотами
|
|
2) Взаимодействуют
с растворами щелочей – 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
|
|
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.