Inden vi begynder at tale om Kemiske egenskaber oxider, skal du huske, at alle oxider er opdelt i 4 typer, nemlig basiske, sure, amfotere og ikke-saltdannende. For at bestemme typen af ​​ethvert oxid skal du først og fremmest forstå, om det er et metal- eller ikke-metaloxid foran dig, og derefter bruge algoritmen (du skal lære det!), der præsenteres i følgende tabel :

Ikke-metaloxid	Metaloxid
1) Oxidationstilstand for ikke-metal +1 eller +2 Konklusion: ikke-saltdannende oxid Undtagelse: Cl 2 O er ikke et ikke-saltdannende oxid	1) Metaloxidationstilstand +1 eller +2 Konklusion: metaloxid er basisk Undtagelse: BeO, ZnO og PbO er ikke basiske oxider
2) Oxidationstilstanden er større end eller lig med +3 Konklusion: syreoxid Undtagelse: Cl 2 O er et surt oxid på trods af oxidationstilstanden for klor +1	2) Metaloxidationstilstand +3 eller +4 Konklusion: amfotert oxid Undtagelse: BeO, ZnO og PbO er amfotere på trods af metallernes +2 oxidationstilstand 3) Metaloxidationstilstand +5, +6, +7 Konklusion: syreoxid

Ud over de ovenfor angivne typer oxider vil vi også introducere yderligere to undertyper af basiske oxider, baseret på deres kemiske aktivitet, nemlig aktive basiske oxider Og lavaktive basiske oxider.

• TIL aktive basiske oxider Vi inkluderer oxider af alkali- og jordalkalimetaller (alle elementer i gruppe IA og IIA, undtagen hydrogen H, beryllium Be og magnesium Mg). For eksempel Na2O, CaO, Rb2O, SrO osv.
• TIL lavaktive basiske oxider vi vil inkludere alle de vigtigste oxider, der ikke er inkluderet på listen aktive basiske oxider. For eksempel FeO, CuO, CrO osv.

Det er logisk at antage, at aktive basiske oxider ofte indgår i reaktioner, som lavaktive ikke gør.
Det skal bemærkes, at på trods af, at vand faktisk er et oxid af et ikke-metal (H 2 O), betragtes dets egenskaber normalt isoleret fra egenskaberne af andre oxider. Dette skyldes dets specifikt enorme udbredelse i verden omkring os, og derfor er vand i de fleste tilfælde ikke et reagens, men et medium, hvori utallige aktiviteter kan finde sted. kemiske reaktioner. Imidlertid tager det ofte en direkte del i forskellige transformationer, især nogle grupper af oxider reagerer med det.

Hvilke oxider reagerer med vand?

Af alle oxiderne med vand reagere kun:
1) alle aktive basiske oxider (oxider af alkalimetal og alkalimetal);
2) alle sure oxider, undtagen siliciumdioxid (SiO 2);

de der. Af ovenstående følger det nøjagtigt med vand ikke reagere:
1) alle lavaktive basiske oxider;
2) alle amfotere oxider;
3) ikke-saltdannende oxider (NO, N 2 O, CO, SiO).

Evnen til at bestemme, hvilke oxider der kan reagere med vand, selv uden evnen til at skrive de tilsvarende reaktionsligninger, giver dig allerede mulighed for at få point for nogle spørgsmål i testdelen af ​​Unified State Exam.

Lad os nu finde ud af, hvordan visse oxider reagerer med vand, dvs. Lad os lære at skrive de tilsvarende reaktionsligninger.

Aktive basiske oxider, der reagerer med vand, danner deres tilsvarende hydroxider. Husk på, at det tilsvarende metaloxid er et hydroxid, der indeholder metallet i samme oxidationstilstand som oxidet. Så for eksempel, når de aktive basiske oxider K +1 2 O og Ba + 2 O reagerer med vand, dannes deres tilsvarende hydroxider K +1 OH og Ba +2 (OH) 2:

K2O + H2O = 2KOH- kaliumhydroxid

BaO + H2O = Ba(OH)2– bariumhydroxid

Alle hydroxider svarende til aktive basiske oxider (alkali- og alkalimetaloxider) tilhører alkalier. Alkalier er alle metalhydroxider, der er meget opløselige i vand, såvel som dårligt opløseligt calciumhydroxid Ca(OH) 2 (som en undtagelse).

Interaktionen af ​​sure oxider med vand, såvel som reaktionen af ​​aktive basiske oxider med vand, fører til dannelsen af ​​de tilsvarende hydroxider. Kun i tilfælde af sure oxider svarer de ikke til basiske, men til sure hydroxider, oftere kaldet oxygenholdige syrer. Lad os huske, at det tilsvarende sure oxid er en oxygenholdig syre, der indeholder et syredannende grundstof i samme oxidationstilstand som i oxidet.

Hvis vi således f.eks. vil nedskrive ligningen for vekselvirkningen mellem surt oxid SO 3 og vand, skal vi først og fremmest huske de grundlæggende, der er undersøgt inden for skolepensum, svovlholdige syrer. Disse er hydrogensulfid H 2 S, svovlholdig H 2 SO 3 og svovlsyre H 2 SO 4. Svovlbrintesyre H 2 S, som det let kan ses, er ikke oxygenholdig, så dens dannelse under interaktionen af ​​SO 3 med vand kan umiddelbart udelukkes. Af syrerne H 2 SO 3 og H 2 SO 4 indeholder svovl i oxidationstilstanden +6, som i SO 3-oxid, kun svovlsyre H2SO4. Derfor er det netop dette, der vil blive dannet ved reaktionen af ​​SO 3 med vand:

H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4

Tilsvarende danner oxidet N 2 O 5, der indeholder nitrogen i oxidationstilstanden +5, der reagerer med vand, salpetersyre HNO 3, men i intet tilfælde salpetersyre HNO 2, da oxidationstilstanden for nitrogen i salpetersyre er den samme som i N 2 O 5, er lig med +5, og i nitrogen - +3:

N +5 2 O 5 + H 2 O = 2HN + 5 O 3

Interaktion af oxider med hinanden

Først og fremmest skal du klart forstå det faktum, at blandt saltdannende oxider (sure, basiske, amfotere) forekommer reaktioner næsten aldrig mellem oxider af samme klasse, dvs. I langt de fleste tilfælde er interaktion umulig:

1) basisk oxid + basisk oxid ≠

2) syreoxid + syreoxid ≠

3) amfotert oxid + amfotert oxid ≠

Mens interaktion mellem oxider tilhørende forskellige typer næsten altid er mulig, dvs. næsten altid er utæt reaktioner mellem:

1) basisk oxid og surt oxid;

2) amfotert oxid og surt oxid;

3) amfotert oxid og basisk oxid.

Som et resultat af alle sådanne interaktioner er produktet altid gennemsnitligt (normalt) salt.

Lad os overveje alle disse par af interaktioner mere detaljeret.

Som et resultat af interaktionen:

Me x O y + syreoxid, hvor Me x O y – metaloxid (basisk eller amfoter)

dannes et salt bestående af metalkationen Me (fra initialen Me x O y) og syreresten af ​​syren svarende til syreoxidet.

Lad os som et eksempel prøve at nedskrive interaktionsligningerne for følgende par reagenser:

Na2O + P2O5 Og Al 2 O 3 + SO 3

I det første par reagenser ser vi et basisk oxid (Na 2 O) og et surt oxid (P 2 O 5). I den anden - amfotert oxid (Al 2 O 3) og surt oxid (SO 3).

Som allerede nævnt dannes der som et resultat af vekselvirkningen af ​​et basisk/amfotert oxid med et surt et salt, bestående af en metalkation (fra det oprindelige basiske/amfotere oxid) og en sur rest af syren svarende til originalt surt oxid.

Således skulle vekselvirkningen af ​​Na 2 O og P 2 O 5 danne et salt bestående af Na + kationer (fra Na 2 O) og den sure rest PO 4 3-, da oxidet P +5 2 O 5 svarer til syre H 3 P +5 O4. De der. Som et resultat af denne interaktion dannes natriumphosphat:

3Na2O + P2O5 = 2Na3PO4- natriumfosfat

Til gengæld skulle vekselvirkningen mellem Al 2 O 3 og SO 3 danne et salt bestående af Al 3+ kationer (fra Al 2 O 3) og den sure rest SO 4 2-, da oxidet S +6 O 3 svarer til syre H 2 S +6 O4. Således opnås aluminiumsulfat som et resultat af denne reaktion:

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3- aluminiumsulfat

Mere specifik er interaktionen mellem amfotere og basiske oxider. Disse reaktioner udføres kl høje temperaturer, og deres forekomst er mulig på grund af det faktum, at det amfotere oxid faktisk påtager sig rollen som et surt. Som et resultat af denne interaktion dannes et salt af en specifik sammensætning, bestående af en metalkation, der danner det oprindelige basiske oxid, og en "syrerest"/anion, som omfatter metallet fra det amfotere oxid. Formlen for en sådan "syrerest"/anion er generel opfattelse kan skrives som MeO 2 x -, hvor Me er et metal fra et amfotert oxid, og x = 2 i tilfælde af amfotere oxider med generel formel type Me +2 O (ZnO, BeO, PbO) og x = 1 – for amfotere oxider med en generel formel på formen Me +3 2 O 3 (f.eks. Al 2 O 3, Cr 2 O 3 og Fe 2 O 3).

Lad os prøve at skrive interaktionsligningerne ned som et eksempel

ZnO + Na2O Og Al203 + BaO

I det første tilfælde er ZnO et amfotert oxid med den generelle formel Me+2O, og Na2O er et typisk basisk oxid. Ifølge ovenstående skulle der som et resultat af deres vekselvirkning dannes et salt bestående af en metalkation, der danner et basisk oxid, dvs. i vores tilfælde Na + (fra Na 2 O) og "syreresten"/anion med formlen ZnO 2 2-, da det amfotere oxid har en generel formel på formen Me + 2 O. Således er formlen for resulterende salt, underlagt betingelsen om elektrisk neutralitet af en af ​​dets strukturelle enheder ("molekyler") vil se ud som Na 2 ZnO 2:

ZnO + Na2O = til=> Na2ZnO2

I tilfælde af et interagerende par af reagenser Al 2 O 3 og BaO, er det første stof et amfotert oxid med den almene formel Me + 3 2 O 3, og det andet er et typisk basisk oxid. I dette tilfælde dannes et salt indeholdende en metalkation fra hovedoxidet, dvs. Ba 2+ (fra BaO) og "syreresten"/anion AlO 2 - . De der. formlen for det resulterende salt, underlagt betingelsen om elektrisk neutralitet af en af ​​dets strukturelle enheder ("molekyler"), vil have formen Ba(AlO 2) 2, og selve interaktionsligningen vil blive skrevet som:

Al2O3 + BaO = til=> Ba(AlO2) 2

Som vi skrev ovenfor, sker reaktionen næsten altid:

Me x O y + syreoxid,

hvor Me x O y enten er et basisk eller amfotert metaloxid.

Der er dog to "pinde" syreoxider at huske: carbondioxid(CO 2) og svovldioxid (SO 2). Deres "kræsenhed" ligger i, at på trods af deres åbenlyse sure egenskaber, er aktiviteten af ​​CO 2 og SO 2 ikke nok til deres interaktion med lavaktive basiske og amfotere oxider. Af metaloxiderne reagerer de kun med aktive basiske oxider(oxider af alkalimetal og alkalimetal). For eksempel kan Na 2 O og BaO, som er aktive basiske oxider, reagere med dem:

CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3

SO 2 + BaO = BaSO 3

Mens oxiderne CuO og Al 2 O 3, som ikke er relateret til aktive basiske oxider, ikke reagerer med CO 2 og SO 2:

CO 2 + CuO ≠

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

SO2 + CuO ≠

SO 2 + Al 2 O 3 ≠

Interaktion mellem oxider og syrer

Basiske og amfotere oxider reagerer med syrer. I dette tilfælde dannes salte og vand:

FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O

Ikke-saltdannende oxider reagerer slet ikke med syrer, og sure oxider reagerer i de fleste tilfælde ikke med syrer.

Hvornår reagerer et surt oxid med en syre?

Beslutter del af Unified State-eksamenen med svarmuligheder bør du antage, at sure oxider ikke reagerer med hverken sure oxider eller syrer, undtagen i følgende tilfælde:

1) siliciumdioxid, som er et surt oxid, reagerer med flussyre og opløses i det. Især takket være denne reaktion kan glas opløses i flussyre. I tilfælde af overskydende HF har reaktionsligningen formen:

SiO2 + 6HF = H2 + 2H2O,

og i tilfælde af HF-mangel:

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O

2) SO 2, som er et surt oxid, reagerer let med hydrosulfidsyre H 2 S lignende samproportionering:

S +4 O2 + 2H2S-2 = 3S0 + 2H2O

3) Fosfor (III) oxid P 2 O 3 kan reagere med oxiderende syrer, som omfatter koncentreret svovlsyre og Salpetersyre enhver koncentration. I dette tilfælde stiger oxidationstilstanden for fosfor fra +3 til +5:

P2O3	+	2H2SO4	+	H2O	=til=>	2SO 2	+	2H3PO4
		(konc.)

3 P2O3	+	4HNO3	+	7 H2O	=til=>	4NEJ	+	6 H3PO4
		(detaljeret)

2HNO3	+	3SO 2	+	2H2O	=til=>	3H2SO4	+	2NEJ
(detaljeret)

Interaktion mellem oxider og metalhydroxider

Sure oxider reagerer med metalhydroxider, både basiske og amfotere. Dette giver et salt bestående af en metalkation (fra det oprindelige metalhydroxid) og en syrerest svarende til syreoxidet.

SO 3 + 2 NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

Sure oxider, som svarer til polybasiske syrer, kan danne både normale og sure salte med alkalier:

CO 2 + 2 NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O

P2O5 + 4KOH = 2K2HPO4 + H2O

P2O5 + 2KOH + H2O = 2KH2PO4

"Finicky" oxider CO 2 og SO 2, hvis aktivitet, som allerede nævnt, ikke er tilstrækkelig til deres reaktion med lavaktive basiske og amfotere oxider, reagerer ikke desto mindre med de fleste af de tilsvarende metalhydroxider. Mere præcist reagerer kuldioxid og svovldioxid med uopløselige hydroxider i form af deres suspension i vand. I dette tilfælde kun det grundlæggende O naturlige salte kaldet hydroxycarbonater og hydroxosulfitter, og dannelsen af ​​mellemliggende (normale) salte er umulig:

2Zn(OH)2 + CO 2 = (ZnOH) 2 CO 3 + H 2 O(i opløsning)

2Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O(i opløsning)

Kuldioxid og svovldioxid reagerer dog slet ikke med metalhydroxider i oxidationstilstanden +3, f.eks. som Al(OH) 3, Cr(OH) 3 osv.

Det skal også bemærkes, at siliciumdioxid (SiO 2) er særligt inert, som oftest findes i naturen i form af almindeligt sand. Dette oxid er surt, men blandt metalhydroxider er det kun i stand til at reagere med koncentrerede (50-60%) opløsninger af alkalier såvel som med rene (faste) alkalier under fusion. I dette tilfælde dannes silikater:

2NaOH + SiO2 = til=> Na2SiO3 + H2O

Amfotere oxider fra metalhydroxider reagerer kun med alkalier (hydroxider af alkali- og jordalkalimetaller). I dette tilfælde, når reaktionen udføres i vandige opløsninger, dannes opløselige komplekse salte:

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2- natriumtetrahydroxozincat

BeO + 2NaOH + H2O = Na2- natriumtetrahydroxoberyllat

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na- natriumtetrahydroxyaluminat

Cr2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3- natriumhexahydroxochromat (III)

Og når disse samme amfotere oxider smeltes sammen med alkalier, opnås salte bestående af en alkali- eller jordalkalimetalkation og en anion af typen MeO 2 x -, hvor x= 2 i tilfælde af amfotert oxid type Me +2 O og x= 1 for et amfotert oxid af formen Me 2 + 2 O 3:

ZnO + 2NaOH = til=> Na2ZnO2 + H2O

BeO + 2NaOH = til=> Na 2 BeO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 2 NaOH = til=> 2NaAlO2 + H2O

Cr2O3 + 2NaOH = til=> 2NaCrO2 + H2O

Fe2O3 + 2NaOH = til=> 2NaFeO2 + H2O

Det skal bemærkes, at salte opnået ved at fusionere amfotere oxider med faste alkalier let kan opnås fra opløsninger af de tilsvarende komplekse salte ved fordampning og efterfølgende kalcinering:

Na2 = til=> Na2ZnO2 + 2H2O

Na = til=> NaAlO2 + 2H2O

Interaktion af oxider med mellemstore salte

Oftest reagerer mellemsalte ikke med oxider.

Du bør dog lære følgende undtagelser til af denne regel, som ofte optræder på eksamen.

En af disse undtagelser er, at amfotere oxider samt siliciumdioxid (SiO 2), når de smeltes sammen med sulfitter og karbonater, fortrænger henholdsvis svovldioxid (SO 2) og kuldioxid (CO 2) gasser fra sidstnævnte. For eksempel:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = til=> 2NaAlO2 + CO 2

Si02 + K2SO3 = til=> K 2 SiO 3 + SO 2

Reaktioner af oxider med salte kan også betinget omfatte interaktionen af ​​svovldioxid og kuldioxid med vandige opløsninger eller suspensioner af de tilsvarende salte - sulfitter og carbonater, hvilket fører til dannelsen af ​​sure salte:

Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2 NaHCO 3

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

Også svovldioxid, når det passerer gennem vandige opløsninger eller suspensioner af carbonater, fortrænger kuldioxid fra dem på grund af det faktum, at svovlsyre er en stærkere og mere stabil syre end kulsyre:

K 2 CO 3 + SO 2 = K 2 SO 3 + CO 2

ORR involverer oxider

Reduktion af metal- og ikke-metaloxider

Ligesom metaller kan reagere med opløsninger af salte af mindre aktive metaller og fortrænge sidstnævnte i fri form, er metaloxider, når de opvarmes, også i stand til at reagere med mere aktive metaller.

Lad os huske på, at aktiviteten af ​​metaller kan sammenlignes enten ved at bruge aktivitetsrækken af ​​metaller, eller, hvis et eller to metaller ikke er i aktivitetsrækken, ved deres placering i forhold til hinanden i det periodiske system: det nederste og til forlod metallet, jo mere aktivt er det. Det er også nyttigt at huske, at ethvert metal fra AHM- og ALP-familien altid vil være mere aktivt end et metal, der ikke er en repræsentant for ALM eller ALP.

Især er aluminiumthermimetoden, der anvendes i industrien til at opnå så vanskelige at reducere metaller som chrom og vanadium, baseret på vekselvirkningen mellem et metal og oxidet af et mindre aktivt metal:

Cr203 + 2Al = til=> Al2O3 + 2Cr

Under aluminothermiprocessen genereres en kolossal mængde varme, og reaktionsblandingens temperatur kan nå mere end 2000 o C.

Desuden kan oxiderne af næsten alle metaller placeret i aktivitetsserien til højre for aluminium reduceres til frie metaller ved hjælp af brint (H 2), kulstof (C) og kulilte (CO) ved opvarmning. For eksempel:

Fe2O3 + 3CO = til=> 2Fe + 3CO 2

CuO+C= til=> Cu + CO

FeO + H2 = til=> Fe + H2O

Det skal bemærkes, at hvis metallet kan have flere oxidationstilstande, er ufuldstændig reduktion af oxiderne også mulig, hvis der er mangel på det anvendte reduktionsmiddel. For eksempel:

Fe 2 O 3 + CO =t o=> 2FeO + CO 2

4CuO + C = til=> 2Cu 2 O + CO 2

Oxider af aktive metaller (alkali, jordalkali, magnesium og aluminium) med brint og kulilte ikke reagere.

Oxider af aktive metaller reagerer dog med kulstof, men anderledes end oxider af mindre aktive metaller.

Inden for rammerne af Unified State Examination-programmet, for ikke at blive forvirret, bør det antages, at som et resultat af reaktionen af ​​oxider af aktive metaller (op til Al inklusive) med kulstof, dannelsen af ​​frit alkalimetal, alkali metal, Mg og Al er umuligt. I sådanne tilfælde dannes der metalcarbid og carbonmonoxid. For eksempel:

2A12O3 + 9C = til=> Al4C3 + 6CO

CaO + 3C = til=> CaC2 + CO

Oxider af ikke-metaller kan ofte reduceres af metaller til frie ikke-metaller. For eksempel, når de opvarmes, reagerer oxider af kulstof og silicium med alkali, jordalkalimetaller og magnesium:

CO2 + 2Mg = til=> 2MgO + C

SiO2 + 2Mg = til=>Si + 2MgO

Med et overskud af magnesium kan sidstnævnte interaktion også føre til dannelsen magnesium silicid Mg 2 Si:

SiO2 + 4Mg = til=> Mg2Si + 2MgO

Nitrogenoxider kan reduceres relativt let selv med mindre aktive metaller, såsom zink eller kobber:

Zn + 2NO = til=> ZnO + N 2

NO 2 + 2 Cu = til=> 2CuO + N 2

Interaktion mellem oxider og ilt

For at kunne besvare spørgsmålet om, hvorvidt nogen oxid reagerer med ilt (O 2) i opgaverne ved den rigtige Unified State Examination, skal du først huske, at oxider, der kan reagere med ilt (fra dem, du måske støder på) i selve eksamen) kan kun danne kemiske elementer fra listen:

Fundet i ægte Unified State-eksamen oxider af enhver anden kemiske elementer reagere med ilt vil ikke (!).

For en mere visuel og bekvem huskeliste af listen over elementer, der er anført ovenfor, er følgende illustration efter min mening praktisk:

Alle kemiske grundstoffer, der er i stand til at danne oxider, der reagerer med ilt (fra dem, man støder på i undersøgelsen)

Først og fremmest bør nitrogen N overvejes blandt de anførte grundstoffer, fordi forholdet mellem dets oxider og oxygen adskiller sig markant fra oxiderne af andre grundstoffer i ovenstående liste.

Det skal tydeligt huskes, at nitrogen kan danne fem oxider i alt, nemlig:

Af alle de nitrogenoxider, der kan reagere med ilt kun INGEN. Denne reaktion sker meget let, når NO blandes med både ren ilt og luft. I dette tilfælde observeres en hurtig ændring i gassens farve fra farveløs (NO) til brun (NO 2):

2NEJ	+	O2	=	2NO 2
farveløs				Brun

For at besvare spørgsmålet: reagerer ethvert oxid af andre af de kemiske grundstoffer, der er anført ovenfor, med oxygen (dvs. MED,Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Cr) — Først og fremmest skal du huske dem grundlæggende oxidationstilstand (CO). Her er de :

Dernæst skal du huske det faktum, at af de mulige oxider af de ovennævnte kemiske elementer, vil kun dem, der indeholder elementet i den minimale oxidationstilstand blandt dem, der er angivet ovenfor, reagere med ilt. I dette tilfælde stiger grundstoffets oxidationstilstand til det nærmeste positiv værdi fra det mulige:

element	Forholdet mellem dets oxidertil ilt
MED	Minimum blandt de vigtigste positive oxidationstilstande af kulstof er lig med +2 , og den nærmeste positive er +4 . Det er således kun CO, der reagerer med ilt fra oxiderne C +2 O og C +4 O 2. I dette tilfælde opstår reaktionen: 2C +20 + O2 = til=> 2C +4 O2 CO 2 + O 2 ≠- reaktionen er principielt umulig, fordi +4 – den højeste grad af kulstofoxidation.
Si	Minimum blandt de vigtigste positive oxidationstilstande af silicium er +2, og den nærmeste positive til det er +4. Det er således kun SiO, der reagerer med ilt fra oxiderne Si +2 O og Si +4 O 2. På grund af nogle træk ved oxiderne SiO og SiO 2 er oxidation af kun en del af siliciumatomerne i oxidet Si + 2 O mulig. som et resultat af dets vekselvirkning med oxygen dannes et blandet oxid indeholdende både silicium i +2 oxidationstilstand og silicium i +4 oxidationstilstand, nemlig Si 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2): 4Si +20 + O2 = til=> 2Si +2,+4 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2) Si02 + O2 ≠- reaktionen er principielt umulig, fordi +4 – den højeste oxidationstilstand af silicium.
P	Minimum blandt de vigtigste positive oxidationstilstande af fosfor er +3, og den nærmeste positive til det er +5. Det er således kun P 2 O 3, der reagerer med ilt fra oxiderne P +3 2 O 3 og P +5 2 O 5. I dette tilfælde sker reaktionen af ​​yderligere oxidation af phosphor med oxygen fra oxidationstilstanden +3 til oxidationstilstanden +5: P +3 2 O 3 + O 2 = til=> P +5 2 O 5 P +5 2 O 5 + O 2 ≠- reaktionen er principielt umulig, fordi +5 – den højeste oxidationstilstand af fosfor.
S	Minimum blandt de vigtigste positive oxidationstilstande af svovl er +4, og den nærmeste positive oxidationstilstand til det er +6. Det er således kun SO 2, der reagerer med oxygen fra oxiderne S +4 O 2 og S +6 O 3 . I dette tilfælde opstår reaktionen: 2S +4 O2 + O2 = til=> 2S +6 O3 2S +6 O3 + O2 ≠- reaktionen er principielt umulig, fordi +6 – den højeste grad af svovloxidation.
Cu	Minimum blandt positive oxidationstilstande for kobber er +1, og den nærmeste værdi er positiv (og den eneste) +2. Det er således kun Cu 2 O, der reagerer med oxygen fra oxiderne Cu +1 2 O, Cu +2 O. I dette tilfælde sker reaktionen: 2Cu +120 + O2 = til=> 4Cu +2 O CuO + O2 ≠- reaktionen er principielt umulig, fordi +2 – kobbers højeste oxidationstilstand.
Cr	Minimum blandt de vigtigste positive oxidationstilstande af chrom er +2, og den positive tættest på det er +3. Det er således kun CrO, der reagerer med ilt fra oxiderne Cr +2 O, Cr +3 2 O 3 og Cr +6 O 3, mens det oxideres af ilt til den næste (mulige) positive oxidationstilstand, dvs. +3: 4Cr +20 + O2 = til=> 2Cr +3 2 O 3 Cr +3203 + O2 ≠- reaktionen forløber ikke, på trods af at chromoxid eksisterer og i en oxidationstilstand større end +3 (Cr +6 O 3). Det umulige for denne reaktion at finde sted skyldes, at den opvarmning, der kræves til dens hypotetiske implementering, i høj grad overstiger nedbrydningstemperaturen for CrO 3 oxid. Cr +6 O 3 + O 2 ≠ — denne reaktion kan principielt ikke fortsætte, fordi +6 er den højeste oxidationstilstand for chrom.
Mn	Minimum blandt de vigtigste positive oxidationstilstande af mangan er +2, og den nærmeste positive er +4. Fra de mulige oxider Mn +2 O, Mn +4 O 2, Mn +6 O 3 og Mn +7 2 O 7 er det således kun MnO, der reagerer med oxygen, mens det oxideres af oxygen til den næste (mulige) positive oxidationstilstand , t.e. +4: 2Mn +20 + O2 = til=> 2Mn +402 mens: Mn +4 O2 + O2 ≠ Og Mn +6 O3 + O2 ≠- reaktioner forekommer ikke, på trods af at der er manganoxid Mn 2 O 7 indeholdende Mn i en oxidationstilstand større end +4 og +6. Dette skyldes det faktum, at det er nødvendigt for yderligere hypotetisk oxidation af Mn-oxider +4 O2 og Mn +6 O 3-opvarmning overstiger væsentligt nedbrydningstemperaturen for de resulterende oxider MnO 3 og Mn 2 O 7. Mn +7 2 O 7 + O 2 ≠- denne reaktion er principielt umulig, fordi +7 – den højeste oxidationstilstand for mangan.
Fe	Minimum blandt de vigtigste positive oxidationstilstande af jern er lig med +2 , og den nærmeste blandt de mulige er +3 . På trods af at der for jern er en oxidationstilstand på +6, eksisterer det sure oxid FeO 3 dog ikke såvel som den tilsvarende "jern"-syre. Af jernoxiderne er det således kun de oxider, der indeholder Fe i +2-oxidationstilstanden, der kan reagere med oxygen. Det er enten Fe-oxid +2 O, eller blandet jernoxid Fe +2 ,+3 3 O 4 (jernskæl): 4Fe +20 + O2 = til=> 2Fe +3 2 O 3 eller 6Fe +20 + O2 = til=> 2Fe +2,+3 3 O 4 blandet Fe-oxid +2,+3 3 O 4 kan oxideres til Fe +3 2O3: 4Fe +2,+3304 + O2 = til=> 6Fe +3 2 O 3 Fe +3 2 O 3 + O 2 ≠ - denne reaktion er principielt umulig, fordi Der er ingen oxider, der indeholder jern i en oxidationstilstand højere end +3.

Oxider- disse er komplekse uorganiske forbindelser bestående af to grundstoffer, hvoraf det ene er oxygen (i oxidationstilstand -2).

For eksempel er Na 2 O, B 2 O 3, Cl 2 O 7 klassificeret som oxider. Alle disse stoffer indeholder ilt og et element mere. Stofferne Na 2 O 2, H 2 SO 4, HCl er ikke oxider: i det første er oxygenets oxidationstilstand -1, i det andet er der ikke to, men tre grundstoffer, og det tredje indeholder ikke oxygen kl. alle.

Hvis du ikke forstår betydningen af ​​begrebet oxidationstal, er det okay. Først kan du henvise til den tilsvarende artikel på dette websted. For det andet, selv uden at forstå dette udtryk, kan du fortsætte med at læse. Du kan midlertidigt glemme at nævne oxidationstilstanden.

Oxider af næsten alle aktuelt kendte grundstoffer er blevet opnået, bortset fra nogle ædelgasser og "eksotiske" transuranelementer. Desuden danner mange grundstoffer flere oxider (for nitrogen kendes f.eks. seks).

Nomenklatur for oxider

Vi skal lære at navngive oxider. Det er meget enkelt.

Eksempel 1. Nævn følgende forbindelser: Li 2 O, Al 2 O 3, N 2 O 5, N 2 O 3.

Li 2 O - lithiumoxid,
Al 2 O 3 - aluminiumoxid,
N 2 O 5 - nitrogenoxid (V),
N 2 O 3 - nitrogenoxid (III).

Vær opmærksom på vigtigt punkt: Hvis valensen af ​​et grundstof er konstant, nævner vi det IKKE i navnet på oxidet. Hvis valensen ændres, skal du sørge for at angive det i parentes! Lithium og aluminium har konstant valens, nitrogen har en variabel valens; Det er af denne grund, at navnene på nitrogenoxider er suppleret med romertal, der symboliserer valens.

Øvelse 1. Navngiv oxiderne: Na 2 O, P 2 O 3, BaO, V 2 O 5, Fe 2 O 3, GeO 2, Rb 2 O. Glem ikke, at der er grundstoffer med både konstant og variabel valens.

En anden vigtig pointe: det er mere korrekt at kalde stoffet F 2 O ikke "fluoroxid", men "iltfluorid"!

Fysiske egenskaber af oxider

Fysiske egenskaber er meget forskellige. Dette skyldes især, at oxider kan udvise forskellige typer kemisk binding. Smelte- og kogepunkter varierer meget. På normale forhold oxider kan være i fast tilstand (CaO, Fe 2 O 3, SiO 2, B 2 O 3), flydende tilstand (N 2 O 3, H 2 O), i form af gasser (N 2 O, SO 2, NEJ, CO).

Forskellige farver: MgO og Na 2 O hvid, CuO - sort, N 2 O 3 - blå, CrO 3 - rød osv.

Smelter af oxider med ionisk type forbindelser er gode elektricitet, har kovalente oxider generelt lav elektrisk ledningsevne.

Oxider klassificering

Alle oxider, der findes i naturen, kan opdeles i 4 klasser: basiske, sure, amfotere og ikke-saltdannende. Nogle gange er de første tre klasser kombineret i gruppen af ​​saltdannende oxider, men for os er det ikke vigtigt nu. De kemiske egenskaber af oxider fra forskellige klasser er meget forskellige, så spørgsmålet om klassificering er meget vigtigt for yderligere undersøgelse af dette emne!

Lad os starte med ikke-saltdannende oxider. De skal huskes: NO, SiO, CO, N 2 O. Bare lær disse fire formler!

For at komme videre skal vi huske, at der i naturen er to typer simple stoffer- metaller og ikke-metaller (nogle gange skelnes der fra en anden gruppe af halvmetaller eller metalloider). Hvis du har en klar forståelse af, hvilke grundstoffer der er metaller, så fortsæt med at læse denne artikel. Hvis du er det mindste i tvivl, så se materialet "Metaller og ikke-metaller" på den hjemmeside.

Så lad mig fortælle dig, at alle amfotere oxider er metaloxider, men ikke alle metaloxider er amfotere. Jeg vil liste de vigtigste af dem: BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, SnO. Listen er ikke komplet, men du bør bestemt huske de anførte formler! I de fleste amfotere oxider udviser metallet en oxidationstilstand på +2 eller +3 (men der er undtagelser).

I den næste del af artiklen vil vi fortsætte med at tale om klassificering; Lad os diskutere sure og basiske oxider.

Oxider er komplekse stoffer, der består af to grundstoffer, hvoraf det ene er ilt. Oxider kan være saltdannende og ikke-saltdannende: En type saltdannende oxider er basiske oxider. Hvordan adskiller de sig fra andre arter, og hvad er deres kemiske egenskaber?

Saltdannende oxider opdeles i basiske, sure og amfotere oxider. Hvis basiske oxider svarer til baser, svarer sure oxider til syrer, og amfotere oxider svarer til amfotere formationer. Amfotere oxider er de forbindelser, der afhængigt af forhold kan udvise enten basiske eller sure egenskaber.

Ris. 1. Klassificering af oxider.

Oxiders fysiske egenskaber er meget forskellige. De kan enten være gasser (CO 2), faste stoffer (Fe 2 O 3) eller flydende stoffer (H 2 O).

De fleste basale oxider er dog faste stoffer i forskellige farver.

oxider, hvor grundstofferne udviser deres højeste aktivitet, kaldes højere oxider. Rækkefølgen af ​​stigningen i de sure egenskaber af højere oxider af de tilsvarende elementer i perioder fra venstre mod højre forklares af en gradvis stigning i den positive ladning af ionerne af disse elementer.

Kemiske egenskaber af basiske oxider

Basiske oxider er de oxider, som baser svarer til. For eksempel svarer de basiske oxider K 2 O, CaO til baserne KOH, Ca(OH) 2.

Ris. 2. Grundlæggende oxider og deres tilsvarende grunde.

Basiske oxider dannes af typiske metaller, såvel som metaller med variabel valens i den laveste oxidationstilstand (for eksempel CaO, FeO), reagerer med syrer og syreoxider og danner salte:

CaO (basisk oxid) + CO 2 (syreoxid) = CaCO 3 (salt)

FeO (basisk oxid)+H2SO4 (syre)=FeSO4 (salt)+2H2O (vand)

Basiske oxider reagerer også med amfotere oxider, hvilket resulterer i dannelsen af ​​et salt, for eksempel:

Kun oxider af alkali- og jordalkalimetaller reagerer med vand:

BaO (baseoxid)+H 2 O (vand)=Ba(OH) 2 (jordalkalimetalbase)

Mange basiske oxider har tendens til at blive reduceret til stoffer, der består af atomer af et kemisk element:

3CuO+2NH3 =3Cu+3H2O+N2

Ved opvarmning nedbrydes kun oxider af kviksølv og ædelmetaller:

Ris. 3. Kviksølvoxid.

Liste over vigtigste oxider:

Oxid navn	Kemisk formel	Ejendomme
Calciumoxid	CaO	brændt kalk, hvidt krystallinsk stof
Magnesiumoxid	MgO	hvidt stof, svagt opløseligt i vand
Bariumoxid	BaO	farveløse krystaller med et kubisk gitter
Kobberoxid II	CuO	sort stof praktisk talt uopløseligt i vand
	HgO	rødt eller gul-orange fast stof
Kaliumoxid	K2O	farveløst eller svagt gult stof
Natriumoxid	Na2O	stof bestående af farveløse krystaller
Lithiumoxid	Li2O	et stof bestående af farveløse krystaller, der har en kubisk gitterstruktur

Ikke-saltdannende (ligegyldige, indifferente) oxider CO, SiO, N 2 0, NO.

Saltdannende oxider:

Grundlæggende. Oxider, hvis hydrater er baser. Metaloxider med oxidationstilstande +1 og +2 (mindre ofte +3). Eksempler: Na 2 O - natriumoxid, CaO - calciumoxid, CuO - kobber (II) oxid, CoO - cobalt (II) oxid, Bi 2 O 3 - vismut (III) oxid, Mn 2 O 3 - mangan (III) oxid).

Amfoterisk. Oxider, hvis hydrater er amfotere hydroxider. Metaloxider med oxidationstilstande +3 og +4 (mindre ofte +2). Eksempler: Al 2 O 3 - aluminiumoxid, Cr 2 O 3 - chrom (III) oxid, SnO 2 - tin (IV) oxid, MnO 2 - mangan (IV) oxid, ZnO - zink oxid, BeO - beryllium oxid.

Syrlig. Oxider, hvis hydrater er oxygenholdige syrer. Ikke-metaloxider. Eksempler: P 2 O 3 - phosphoroxid (III), CO 2 - carbonoxid (IV), N 2 O 5 - nitrogenoxid (V), SO 3 - svovloxid (VI), Cl 2 O 7 - chloroxid ( VII). Metaloxider med oxidationstilstande +5, +6 og +7. Eksempler: Sb 2 O 5 - antimon (V) oxid. CrOz - chrom (VI) oxid, MnOz - mangan (VI) oxid, Mn 2 O 7 - mangan (VII) oxid.

Ændring i arten af ​​oxider med stigende oxidationstilstand af metallet

Fysiske egenskaber

Oxider er faste, flydende og gasformige, af forskellige farver. For eksempel: kobber(II)oxid CuO er sort, calciumoxid CaO er hvidt - faste stoffer. Svovloxid (VI) SO 3 er en farveløs flygtig væske, og carbonmonoxid (IV) CO 2 er en farveløs gas under almindelige forhold.

Aggregeringstilstand

CaO, CuO, Li2O og andre basiske oxider; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 og andre amfotere oxider; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 og andre syreoxider.

SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7 osv.

Gasformig:

CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2 osv.

Opløselighed i vand

Opløselig:

a) basiske oxider af alkali- og jordalkalimetaller;

b) næsten alle sure oxider (undtagelse: SiO 2).

Uopløselig:

a) alle andre basiske oxider;

b) alle amfotere oxider

Kemiske egenskaber

1. Syre-base egenskaber

Almindelige egenskaber for basiske, sure og amfotere oxider er syre-base-interaktioner, som er illustreret af følgende diagram:

(kun for oxider af alkali- og jordalkalimetaller) (undtagen SiO 2).

Amfotere oxider, der har egenskaberne af både basiske og sure oxider, interagerer med stærke syrer og baser:

2. Redox egenskaber

Hvis et grundstof har en variabel oxidationstilstand (s.o.), så dets oxider med lav s. O. kan udvise reducerende egenskaber, og oxider med høj c. O. - oxidativ.

Eksempler på reaktioner, hvor oxider virker som reduktionsmidler:

Oxidation af oxider med lav c. O. til oxider med høj c. O. elementer.

2C +2 O + O2 = 2C +4 O2

2S +4 O2 + O2 = 2S +6 O3

2N +2 O + O2 = 2N +4 O2

Carbon (II) monooxid reducerer metaller fra deres oxider og brint fra vand.

C +2O + FeO = Fe + 2C +4 O2

C+2O + H2O = H2 + 2C +402

Eksempler på reaktioner, hvor oxider virker som oxidationsmidler:

Reduktion af oxider med højt o. grundstoffer til oxider med lav c. O. eller til simple stoffer.

C +4 O2 + C = 2C +2 O

2S +6 O3 + H2S = 4S +4 O2 + H2O

C +402 + Mg = C0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2O + H2 = Cu0 + H2O

Anvendelse af oxider af lavaktive metaller til oxidation af organiske stoffer.

Nogle oxider, hvor grundstoffet har et mellemprodukt c. o., i stand til at disproportionere;

For eksempel:

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O

Metoder til at opnå

1. Interaktion mellem simple stoffer - metaller og ikke-metaller - med ilt:

4Li + O2 = 2Li20;

2Cu + O2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Dehydrering af uopløselige baser, amfotere hydroxider og nogle syrer:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Nedbrydning af nogle salte:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Oxidation komplekse stoffer ilt:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

5. Reduktion af oxiderende syrer med metaller og ikke-metaller:

Cu + H2SO4 (konc) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

10HNO3 (konc) + 4Ca = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O

2HNO3 (fortyndet) + S = H2SO4 + 2NO

6. Interkonverteringer af oxider under redoxreaktioner (se redoxegenskaber for oxider).

1. Metal + Ikke-metal. Inerte gasser indgår ikke i denne interaktion. Jo højere elektronegativitet af et ikke-metal, jo mere et stort antal metaller vil den reagere. For eksempel reagerer fluor med alle metaller, og brint reagerer kun med aktive. Jo længere til venstre et metal er i metalaktivitetsserien, jo flere ikke-metaller kan det reagere med. For eksempel reagerer guld kun med fluor, lithium - med alle ikke-metaller.

2. Ikke-metal + ikke-metal. I dette tilfælde virker et mere elektronegativt ikke-metal som et oxidationsmiddel, og et mindre elektronegativt ikke-metal virker som et reduktionsmiddel. Ikke-metaller med lignende elektronegativitet interagerer dårligt med hinanden, for eksempel er interaktionen af ​​fosfor med brint og silicium med brint praktisk talt umulig, da ligevægten af ​​disse reaktioner flyttes mod dannelsen af ​​simple stoffer. Helium, neon og argon reagerer ikke med ikke-metaller; andre inerte gasser kan reagere med fluor under barske forhold.
Ilt interagerer ikke med klor, brom og jod. Ilt kan reagere med fluor ved lave temperaturer.

3. Metal + syreoxid. Metallet reducerer ikke-metallet fra oxidet. Det overskydende metal kan derefter reagere med det resulterende ikke-metal. For eksempel:

2 Mg + Si02 = 2 MgO + Si (med magnesiummangel)

2 Mg + Si02 = 2 MgO + Mg2Si (med overskydende magnesium)

4. Metal + syre. Metaller placeret i spændingsrækken til venstre for brint reagerer med syrer for at frigive brint.

Undtagelsen er oxiderende syrer (koncentreret svovl og eventuel salpetersyre), som kan reagere med metaller, der er i spændingsrækken til højre for brint i reaktionerne, brint frigives ikke, men vand og syreduktionsproduktet opnås.

Det er nødvendigt at være opmærksom på det faktum, at når et metal reagerer med et overskud af en polybasisk syre, kan et syresalt opnås: Mg +2 H3P04 = Mg (H2P04)2 + H2.

Hvis produktet af interaktionen mellem en syre og et metal er et uopløseligt salt, så passiveres metallet, da metalets overflade er beskyttet af det uopløselige salt mod syrens virkning. For eksempel virkningen af ​​fortyndet svovlsyre på bly, barium eller calcium.

5. Metal + salt. I opløsning Denne reaktion involverer metaller, der er i spændingsrækken til højre for magnesium, inklusive magnesium selv, men til venstre for metalsaltet. Hvis metallet er mere aktivt end magnesium, reagerer det ikke med salt, men med vand for at danne en alkali, som efterfølgende reagerer med salt. I dette tilfælde skal det oprindelige salt og det resulterende salt være opløseligt. Det uopløselige produkt passiverer metallet.

Der er dog undtagelser fra denne regel:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Da jern har en mellemliggende oxidationstilstand, reduceres dets salt i den højeste oxidationstilstand let til et salt i den mellemliggende oxidationstilstand, hvilket oxiderer endnu mindre aktive metaller.

I smelteren række metalspændinger er ikke effektive. At bestemme, om en reaktion mellem et salt og et metal er mulig, kan kun ske ved hjælp af termodynamiske beregninger. For eksempel kan natrium fortrænge kalium fra en kaliumchloridsmelte, da kalium er mere flygtigt: Na + KCl = NaCl + K (denne reaktion er bestemt af entropifaktoren). På den anden side blev aluminium opnået ved fortrængning fra natriumchlorid: 3 Na + AlCl3 = 3 NaCl + Al . Denne proces er eksoterm og bestemmes af entalpifaktoren.

Det er muligt, at saltet nedbrydes ved opvarmning, og produkterne fra dets nedbrydning kan reagere med metallet, for eksempel aluminiumnitrat og jern. Aluminiumnitrat nedbrydes, når det opvarmes til aluminiumoxid, nitrogenoxid ( IV ) og oxygen, oxygen og nitrogenoxid vil oxidere jern:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Metal + basisk oxid. Ligesom i smeltede salte bestemmes muligheden for disse reaktioner termodynamisk. Aluminium, magnesium og natrium bruges ofte som reduktionsmidler. For eksempel: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe eksoterm reaktion, entalpifaktor);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (flygtigt rubidium, entalpifaktor).

8. Ikke-metal + base. Som regel sker reaktionen mellem et ikke-metal og et alkali Ikke alle ikke-metaller kan reagere med alkalier: du skal huske, at halogener (på forskellige måder afhængigt af temperatur), svovl (når opvarmet), silicium, fosfor. indgå i denne interaktion.

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (i kulden)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (i varm opløsning)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H2O = K2SiO3 + 2H2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) ikke-metal – reduktionsmiddel (brint, kulstof):

CO2 + C = 2CO;

2N02 + 4H2 = 4H20 + N2;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Hvis det resulterende ikke-metal kan reagere med det metal, der anvendes som reduktionsmiddel, vil reaktionen gå videre (med et overskud af kulstof) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si C

2) ikke-metal – oxidationsmiddel (ilt, ozon, halogener):

2С O + O 2 = 2СО 2.

C O + Cl 2 = CO Cl 2.

2 NO + O 2 = 2 N O 2.

10. Surt oxid + basisk oxid . Reaktionen sker, hvis det resulterende salt eksisterer i princippet. For eksempel kan aluminiumoxid reagere med svovlsyreanhydrid for at danne aluminiumsulfat, men kan ikke reagere med kuldioxid, fordi det tilsvarende salt ikke eksisterer.

11. Vand + basisk oxid . Reaktionen er mulig, hvis der dannes en alkali, det vil sige en opløselig base (eller svagt opløselig i tilfælde af calcium). Hvis basen er uopløselig eller svagt opløselig, sker den omvendte reaktion af nedbrydning af basen til oxid og vand.

12. Basisk oxid + syre . Reaktionen er mulig, hvis det resulterende salt eksisterer. Hvis det resulterende salt er uopløseligt, kan reaktionen passiviseres på grund af blokering af syreadgang til oxidoverfladen. I tilfælde af overskydende polybasisk syre er dannelsen af ​​et syresalt mulig.

13. Syreoxid + base. Typisk sker reaktionen mellem et alkali og et surt oxid. Hvis et syreoxid svarer til en polybasisk syre, kan et surt salt opnås: CO 2 + KOH = KHCO 3.

Sure oxider, svarende til stærke syrer, kan også reagere med uopløselige baser.

Nogle gange reagerer oxider svarende til svage syrer med uopløselige baser, hvilket kan resultere i et gennemsnitligt eller basisk salt (som regel mindre opløseligt stof): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. Syreoxid + salt. Reaktionen kan foregå i en smelte eller i opløsning. I smelten fortrænger jo mindre flygtigt oxid jo mere flygtigt oxid fra saltet. I opløsning fortrænger oxidet svarende til den stærkere syre oxidet svarende til den svagere syre. For eksempel, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 i fremadgående retning sker denne reaktion i smelten, kuldioxid er mere flygtigt end siliciumoxid; i modsat retning sker reaktionen i opløsning, kulsyre er stærkere end kiselsyre, og siliciumoxid udfældes.

Det er muligt at kombinere et surt oxid med sit eget salt, for eksempel kan dichromat opnås fra kromat og disulfat fra sulfat og disulfit fra sulfit:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

For at gøre dette skal du tage et krystallinsk salt og rent oxid eller en mættet saltopløsning og et overskud af surt oxid.

I opløsning kan salte reagere med deres egne syreoxider og danne sure salte: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Vand + syreoxid . Reaktionen er mulig, hvis der dannes en opløselig eller svagt opløselig syre. Hvis syren er uopløselig eller svagt opløselig, så sker der en omvendt reaktion, nedbrydning af syren til oxid og vand. For eksempel er svovlsyre karakteriseret ved en reaktion af produktion fra oxid og vand, nedbrydningsreaktionen forekommer praktisk talt ikke, kiselsyre kan ikke opnås fra vand og oxid, men den nedbrydes let til disse komponenter, men kulstof og svovlsyrling kan deltage i både direkte og omvendte reaktioner.

16. Base + syre. En reaktion opstår, hvis mindst en af ​​reaktanterne er opløselige. Afhængigt af forholdet mellem reagenserne kan der opnås medium, sure og basiske salte.

17. Base + salt. Reaktionen sker, hvis begge udgangsstoffer er opløselige, og der opnås mindst én ikke-elektrolyt eller svag elektrolyt (bundfald, gas, vand) som et produkt.

18. Salt + syre. Som regel sker der en reaktion, hvis begge udgangsstoffer er opløselige, og der opnås mindst én ikke-elektrolyt eller svag elektrolyt (bundfald, gas, vand) som produkt.

En stærk syre kan reagere med uopløselige salte af svage syrer (carbonater, sulfider, sulfitter, nitritter), og et gasformigt produkt frigives.

Reaktioner mellem koncentrerede syrer og krystallinske salte er mulige, hvis dette resulterer i en mere flygtig syre: for eksempel kan hydrogenchlorid opnås ved indvirkning af koncentreret svovlsyre på krystallinsk natriumchlorid, hydrogenbromid og hydrogeniodid - ved indvirkning af orthophosphorsyre på de tilsvarende salte . Du kan handle med en syre på dit eget salt for at producere et surt salt, for eksempel: BaS04 + H2S04 = Ba (HS04)2.

19. Salt + salt.Som regel sker der en reaktion, hvis begge udgangsstoffer er opløselige, og der opnås mindst én ikke-elektrolyt eller svag elektrolyt som et produkt.

1) salt findes ikke pga irreversibelt hydrolyseres . Disse er de fleste carbonater, sulfitter, sulfider, silikater af trivalente metaller, samt nogle salte af divalente metaller og ammonium. Trivalente metalsalte hydrolyseres til den tilsvarende base og syre, og divalente metalsalte hydrolyseres til mindre opløselige basiske salte.

Lad os se på eksempler:

2 FeCl3 + 3 Na2CO3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H2O = 2Fe(OH)3+3 H2CO3

H 2 CO 3 nedbrydes til vand og kuldioxid, vandet i venstre og højre del reduceres, og resultatet er: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Hvis vi nu kombinerer (1) og (2) ligninger og reducerer jerncarbonat, får vi en samlet ligning, der afspejler vekselvirkningen mellem ferrichlorid ( III ) og natriumcarbonat: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuS04 + Na2CO3 = CuCO 3 + Na2SO4 (1)

Det understregede salt eksisterer ikke på grund af irreversibel hydrolyse:

2 CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Hvis vi nu kombinerer (1) og (2) ligninger og reducerer kobbercarbonat, får vi en samlet ligning, der afspejler sulfats interaktion ( II ) og natriumcarbonat:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4