K2o pamata. Kas ir oksīdi

Oksīdi ir neorganiski savienojumi, kas sastāv no diviem ķīmiskiem elementiem, no kuriem viens ir skābeklis oksidācijas stāvoklī -2. Vienīgais elements, kas neveido oksīdu, ir fluors, kas savienojas ar skābekli, veidojot skābekļa fluorīdu. Tas ir saistīts ar faktu, ka fluors ir elektronnegatīvāks elements nekā skābeklis.

Šī savienojumu klase ir ļoti izplatīta. Katru dienu cilvēks ikdienā saskaras ar dažādiem oksīdiem. Ūdens, smiltis, oglekļa dioksīds, ko mēs izelpojam, automašīnu izplūdes gāzes, rūsa ir visi oksīdu piemēri.

Oksīdu klasifikācija

Visus oksīdus pēc to spējas veidot sāļus var iedalīt divās grupās:

Sāls veidošanās oksīdi (CO 2, N 2 O 5, Na 2 O, SO 3 utt.)
Neveido sāli oksīdi (CO, N 2 O, SiO, NO utt.)

Savukārt sāli veidojošos oksīdus iedala 3 grupās:

Pamata oksīdi- (Metālu oksīdi - Na 2 O, CaO, CuO utt.)
Skābie oksīdi- (Nemetālu oksīdi, kā arī metālu oksīdi oksidācijas stāvoklī V-VII - Mn 2 O 7, CO 2, N 2 O 5, SO 2, SO 3 utt.)
(Metālu oksīdi ar III-IV oksidācijas pakāpi, kā arī ZnO, BeO, SnO, PbO)

Šīs klasifikācijas pamatā ir noteiktu ķīmisko īpašību izpausme ar oksīdiem. Tātad, bāziskie oksīdi atbilst bāzēm, un skābie oksīdi atbilst skābēm. Skābie oksīdi reaģē ar bāziskajiem oksīdiem, veidojot atbilstošu sāli, it kā bāze un skābe, kas atbilst šiem oksīdiem, reaģētu: Tāpat Amfoteriskās bāzes atbilst amfotēriskajiem oksīdiem, kam var būt gan skābas, gan bāziskas īpašības: Ķīmiskie elementi, kuriem ir dažādas oksidācijas pakāpes, var veidot dažādus oksīdus. Lai kaut kā atšķirtu šādu elementu oksīdus, aiz oksīda nosaukuma iekavās norādīta valence.

CO 2 – oglekļa monoksīds (IV)

N 2 O 3 – slāpekļa oksīds (III)

Oksīdu fizikālās īpašības

Oksīdi ir ļoti dažādi pēc to fizikālajām īpašībām. Tie var būt vai nu šķidrumi (H 2 O), gāzes (CO 2, SO 3) vai cietas vielas (Al 2 O 3, Fe 2 O 3). Turklāt bāzes oksīdi parasti ir cietas vielas. Arī oksīdiem ir ļoti dažādas krāsas – no bezkrāsainiem (H 2 O, CO) un baltiem (ZnO, TiO 2) līdz zaļiem (Cr 2 O 3) un pat melniem (CuO).

Pamata oksīdi

Daži oksīdi reaģē ar ūdeni, veidojot atbilstošus hidroksīdus (bāzes): Bāzes oksīdi reaģē ar skābiem oksīdiem, veidojot sāļus: Tie reaģē līdzīgi ar skābēm, bet ar ūdens izdalīšanos: Metālu oksīdi, kas ir mazāk aktīvi nekā alumīnijs, var tikt reducēti par metāliem:

Skābie oksīdi

Skābie oksīdi reaģē ar ūdeni, veidojot skābes: daži oksīdi (piemēram, silīcija oksīds SiO2) nereaģē ar ūdeni, tāpēc skābes iegūst citos veidos.

Skābie oksīdi mijiedarbojas ar bāziskajiem oksīdiem, veidojot sāļus: Tādā pašā veidā, veidojoties sāļiem, skābie oksīdi reaģē ar bāzēm: Ja polibāziska skābe atbilst dotajam oksīdam, tad var veidoties arī skābs sāls: Negaistoši skābju oksīdi. var aizstāt gaistošos oksīdus sāļos:

Kā minēts iepriekš, amfoteriskajiem oksīdiem atkarībā no apstākļiem var būt gan skābas, gan bāzes īpašības. Tātad tie darbojas kā bāziski oksīdi reakcijās ar skābēm vai skābiem oksīdiem, veidojot sāļus: Un reakcijās ar bāzēm vai bāziskajiem oksīdiem tiem piemīt skābas īpašības:

Oksīdu iegūšana

Oksīdus var iegūt dažādos veidos, mēs iepazīstināsim ar galvenajiem.

Lielāko daļu oksīdu var iegūt tiešā skābekļa mijiedarbībā ar ķīmisko elementu: Cepot vai sadedzinot dažādus bināros savienojumus: Sāļu, skābju un bāzu termiskā sadalīšanās: Dažu metālu mijiedarbība ar ūdeni:

Oksīdu pielietošana

Oksīdi ir ļoti izplatīti visā pasaulē un tiek izmantoti gan ikdienas dzīvē, gan rūpniecībā. Vissvarīgākais oksīds, ūdeņraža oksīds, ūdens, padarīja dzīvību uz Zemes iespējamu. Sēra oksīds SO 3 tiek izmantots sērskābes ražošanai, kā arī pārtikas produktu pārstrādei - tas palielina, piemēram, augļu glabāšanas laiku.

Dzelzs oksīdus izmanto, lai iegūtu krāsas un ražotu elektrodus, lai gan lielākā daļa dzelzs oksīdu tiek reducēti par metālisku dzelzi metalurģijā.

Kalcija oksīds, kas pazīstams arī kā dzēsts kaļķis, tiek izmantots celtniecībā. Cinka un titāna oksīdi ir balti un ūdenī nešķīstoši, tāpēc kļuvuši par labu materiālu krāsu ražošanai – balto.

Silīcija oksīds SiO 2 ir galvenā stikla sastāvdaļa. Hroma oksīds Cr 2 O 3 tiek izmantots krāsainu zaļo stiklu un keramikas ražošanai, kā arī tā augsto stiprības īpašību dēļ produktu pulēšanai (GOI pastas veidā).

Oglekļa monoksīdu CO 2, ko elpojot izdala visi dzīvie organismi, izmanto uguns dzēšanai, kā arī sausā ledus veidā kaut ko atdzesē.

Oksīdi.

Tās ir sarežģītas vielas, kas sastāv no DIVIEM elementiem, no kuriem viens ir skābeklis. Piemēram:

CuO – vara(II) oksīds

AI 2 O 3 – alumīnija oksīds

SO 3 – sēra oksīds (VI)

Oksīdus iedala (klasificē) 4 grupās:

Na 2 O – nātrija oksīds

CaO - kalcija oksīds

Fe 2 O 3 – dzelzs (III) oksīds

2). Skābs– Tie ir oksīdi nemetāli. Un dažreiz metāli, ja metāla oksidācijas pakāpe ir > 4. Piemēram:

CO 2 – oglekļa monoksīds (IV)

P 2 O 5 – Fosfora (V) oksīds

SO 3 – sēra oksīds (VI)

3). Amfotērisks– Tie ir oksīdi, kuriem piemīt gan bāzisko, gan skābo oksīdu īpašības. Jums jāzina pieci visizplatītākie amfoteriskie oksīdi:

BeO-berilija oksīds

ZnO-cinka oksīds

AI 2 O 3 – alumīnija oksīds

Cr 2 O 3 – hroma (III) oksīds

Fe 2 O 3 – Dzelzs (III) oksīds

4). Neveido sāli (vienaldzīgi)– Tie ir oksīdi, kuriem nav ne bāzisko, ne skābo oksīdu īpašību. Ir trīs oksīdi, kas jāatceras:

CO – oglekļa monoksīds (II) oglekļa monoksīds

NO – slāpekļa oksīds (II)

N 2 O – slāpekļa oksīds (I) smieklu gāze, slāpekļa oksīds

Metodes oksīdu iegūšanai.

1). Degšana, t.i. mijiedarbība ar vienkāršas vielas skābekli:

4Na + O 2 = 2Na 2 O

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

2). Degšana, t.i. mijiedarbība ar sarežģītas vielas skābekli (kas sastāv no divi elementi) tādējādi veidojot divi oksīdi.

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

3). Sadalīšanās trīs vājas skābes. Citi nesadalās. Šajā gadījumā veidojas skābes oksīds un ūdens.

H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2

4). Sadalīšanās nešķīstošs pamatojums. Veidojas bāzes oksīds un ūdens.

Mg(OH)2 = MgO + H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

5). Sadalīšanās nešķīstošs sāļi Veidojas bāziskais oksīds un skābais oksīds.

CaCO 3 = CaO + CO 2

MgSO 3 = MgO + SO 2

Ķīmiskās īpašības.

es. Pamata oksīdi.

sārms.

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

СuO + H 2 O = reakcija nenotiek, jo iespējama vara saturoša bāze – nešķīstoša

2). Mijiedarbība ar skābēm, kā rezultātā veidojas sāls un ūdens. (Bāzes oksīds un skābes VIENMĒR reaģē)

K2O + 2HCI = 2KCl + H2O

CaO + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

3). Mijiedarbība ar skābiem oksīdiem, kā rezultātā veidojas sāls.

Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3

3MgO + P 2 O 5 = Mg 3 (PO 4) 2

4). Mijiedarbība ar ūdeņradi rada metālu un ūdeni.

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

II.Skābie oksīdi.

1). Jāveidojas mijiedarbībai ar ūdeni skābe.(TikaiSiO 2 nesadarbojas ar ūdeni)

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

2). Mijiedarbība ar šķīstošām bāzēm (sārmiem). Tas rada sāli un ūdeni.

SO 3 + 2KOH = K 2 SO 4 + H 2 O

N 2 O 5 + 2 KOH = 2 KNO 3 + H 2 O

3). Mijiedarbība ar pamata oksīdiem. Šajā gadījumā veidojas tikai sāls.

N 2 O 5 + K 2 O = 2 KNO 3

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

Pamata vingrinājumi.

1). Pabeidziet reakcijas vienādojumu. Nosakiet tā veidu.

K 2 O + P 2 O 5 =

Risinājums.

Lai pierakstītu, kas rezultātā veidojas, ir jānosaka, kādas vielas ir reaģējušas - šeit tas ir kālija oksīds (bāzisks) un fosfora oksīds (skābs) pēc īpašībām - rezultātam jābūt SĀLS (skat. īpašību Nr. 3 ) un sāls sastāv no metālu atomiem (mūsu gadījumā kālija) un skābes atlikuma, kas satur fosforu (t.i., PO 4 -3 - fosfātu).

3K 2 O + P 2 O 5 = 2K 3 RO 4

reakcijas veids - savienojums (jo divas vielas reaģē, bet veidojas viena)

2). Veikt transformācijas (ķēdi).

Ca → CaO → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO

Risinājums

Lai pabeigtu šo uzdevumu, jums jāatceras, ka katra bultiņa ir viens vienādojums (viena ķīmiska reakcija). Numurēsim katru bultiņu. Tāpēc ir nepieciešams pierakstīt 4 vienādojumus. Viela, kas rakstīta pa kreisi no bultiņas (sākuma viela), reaģē, un viela, kas rakstīta pa labi, veidojas reakcijas rezultātā (reakcijas produkts). Atšifrēsim ieraksta pirmo daļu:

Ca + …..→ CaO Mēs atzīmējam, ka vienkārša viela reaģē un veidojas oksīds. Zinot oksīdu iegūšanas metodes (Nr. 1), nonākam pie secinājuma, ka šajā reakcijā ir nepieciešams pievienot -skābekli (O 2)

2Ca + O 2 → 2CaO

Pārejam pie transformācijas Nr.2

CaO → Ca(OH) 2

CaO + ……→ Ca(OH) 2

Mēs nonākam pie secinājuma, ka šeit ir jāpiemēro pamata oksīdu īpašība - mijiedarbība ar ūdeni, jo tikai šajā gadījumā no oksīda veidojas bāze.

CaO + H2O → Ca(OH) 2

Pārejam pie transformācijas Nr.3

Ca(OH)2 → CaCO 3

Ca(OH) 2 + ….. = CaCO 3 + …….

Mēs nonākam pie secinājuma, ka šeit mēs runājam par oglekļa dioksīdu CO 2, jo tikai mijiedarbojoties ar sārmiem, veidojas sāls (sk. skābju oksīdu īpašību Nr. 2)

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

Pārejam pie transformācijas Nr.4

CaCO 3 → CaO

CaCO 3 = ….. CaO + ……

Nonākam pie secinājuma, ka šeit veidojas vairāk CO 2, jo CaCO 3 ir nešķīstošs sāls, un tieši šādām vielām sadaloties veidojas oksīdi.

CaCO 3 = CaO + CO 2

3). Ar kurām no šīm vielām CO 2 mijiedarbojas? Uzrakstiet reakciju vienādojumus.

A). Sālsskābe B). Nātrija hidroksīds B). Kālija oksīds d). Ūdens

D). Ūdeņradis E). Sēra (IV) oksīds.

Mēs nosakām, ka CO 2 ir skābs oksīds. Un skābie oksīdi reaģē ar ūdeni, sārmiem un bāziskiem oksīdiem... Tāpēc no dotā saraksta izvēlamies atbildes B, C, D Un tieši ar tiem pierakstām reakciju vienādojumus:

1). CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

2). CO 2 + K 2 O = K 2 CO 3

Ja jūs skolā neinteresēja ķīmija, diez vai uzreiz atcerēsities, kas ir oksīdi un kāda ir to loma vidē. Tas patiesībā ir diezgan izplatīts savienojuma veids, un tas visbiežāk sastopams vidē ūdens, rūsas, oglekļa dioksīda un smilšu veidā. Pie oksīdiem pieder arī minerāli – iežu veids, kam ir kristāliska struktūra.

Definīcija

Oksīdi ir ķīmiski savienojumi, kuru formula satur vismaz vienu skābekļa atomu un citu ķīmisko elementu atomus. Metālu oksīdi parasti satur skābekļa anjonus oksidācijas stāvoklī -2. Ievērojamu Zemes garozas daļu veido cietie oksīdi, kas radušies elementu oksidēšanas laikā ar skābekli no gaisa vai ūdens. Sadedzinot ogļūdeņradi, rodas divi galvenie oglekļa oksīdi: oglekļa monoksīds (oglekļa monoksīds, CO) un oglekļa dioksīds (oglekļa dioksīds, CO2).

Oksīdu klasifikācija

Visus oksīdus parasti iedala divās lielās grupās:

sāli veidojoši oksīdi;
sāli neveidojoši oksīdi.

Sāļus veidojošie oksīdi ir ķīmiskas vielas, kas papildus skābeklim satur metālu un nemetālu elementus, kas saskarē ar ūdeni veido skābes, bet savienojoties ar bāzēm - sāļus.

Sāli veidojošos oksīdus savukārt iedala:

bāziski oksīdi, kuros pēc oksidēšanās otrais elements (1, 2 un dažreiz 3-valentais metāls) kļūst par katjonu (Li 2 O, Na 2 O, K 2 O, CuO, Ag 2 O, MgO, CaO, SrO, BaO, HgO , MnО, CrO, NiО, Fr 2 O, Cs 2 O, Rb 2 O, FeO);
skābie oksīdi, kuros, veidojot sāli, pie negatīvi lādēta skābekļa atoma tiek pievienots otrs elements (CO 2, SO 2, SO 3, SiO 2, P 2 O 5, CrO 3, Mn 2 O 7, NO 2, Cl2O5, Cl2O3);
amfoteriskie oksīdi, kuros otrs elements (3 un 4 valentie metāli vai izņēmumi, piemēram, cinka oksīds, berilija oksīds, alvas oksīds un svina oksīds) var kļūt par katjonu vai pievienoties anjonam (ZnO, Cr 2 O 3, Al 2 O 3 , SnO, SnO 2, PbO, PbO 2, TiO 2, MnO 2, Fe 2 O 3, BeO).

Sāli neveidojošiem oksīdiem nav ne skābu, ne bāzisku, ne amfotērisku īpašību, un, kā norāda nosaukums, tie neveido sāļus (CO, NO, NO 2, (FeFe 2)O 4).

Oksīdu īpašības

Skābekļa atomiem oksīdos ir augsta ķīmiskā aktivitāte. Sakarā ar to, ka skābekļa atoms vienmēr ir negatīvi uzlādēts, tas veido stabilas ķīmiskās saites ar gandrīz visiem elementiem, kas noved pie ļoti dažādiem oksīdiem.
Cēlmetāli, piemēram, zelts un platīns, tiek novērtēti, jo tie dabiski neoksidējas. Metālu korozija rodas hidrolīzes vai oksidēšanās ar skābekli rezultātā. Ūdens un skābekļa kombinācija tikai paātrina reakcijas ātrumu.
Ūdens un skābekļa (vai tikai gaisa) klātbūtnē dažu elementu, piemēram, nātrija, oksidācijas reakcija notiek ātri un var būt bīstama cilvēkiem.
Oksīdi uz virsmas izveido aizsargājošu oksīda plēvi. Kā piemēru var minēt alumīnija foliju, kas, pateicoties tās plānas alumīnija oksīda kārtiņas pārklājumam, korozējas daudz lēnāk.
Lielākajai daļai metālu oksīdiem ir polimēra struktūra, tāpēc šķīdinātāji tos neiznīcina.
Skābju un bāzu iedarbībā oksīdi izšķīst. Oksīdus, kas var reaģēt gan ar skābēm, gan ar bāzēm, sauc par amfotēriem. Metāli parasti veido bāziskos oksīdus, nemetāli veido skābos oksīdus, un amfoteriskie oksīdi tiek iegūti no sārmu metāliem (metaloīdiem).
Metāla oksīda daudzumu var samazināt, iedarbojoties ar noteiktiem organiskiem savienojumiem. Šīs redoksreakcijas ir daudzu svarīgu ķīmisku pārveidojumu pamatā, piemēram, zāļu detoksikācijai ar P450 enzīmiem un etilēnoksīda ražošanai, ko pēc tam izmanto antifrīza pagatavošanai.

Tiem, kam interesē ķīmija, būs interesanti arī nākamie raksti.

1. Metāls + nemetāls. Inertās gāzes šajā mijiedarbībā neietilpst. Jo augstāka ir nemetāla elektronegativitāte, jo vairāk metālu tas reaģēs. Piemēram, fluors reaģē ar visiem metāliem, un ūdeņradis reaģē tikai ar aktīvajiem metāliem. Jo tālāk pa kreisi metāls atrodas metāla aktivitāšu sērijā, jo vairāk nemetālu tas var reaģēt. Piemēram, zelts reaģē tikai ar fluoru, litijs – ar visiem nemetāliem.

2. Nemetāls + nemetāls. Šajā gadījumā vairāk elektronegatīvs nemetāls darbojas kā oksidētājs, un mazāk elektronnegatīvs nemetāls darbojas kā reducētājs. Nemetāli ar līdzīgu elektronegativitāti slikti mijiedarbojas savā starpā, piemēram, fosfora mijiedarbība ar ūdeņradi un silīciju ar ūdeņradi praktiski nav iespējama, jo šo reakciju līdzsvars tiek novirzīts uz vienkāršu vielu veidošanos. Hēlijs, neons un argons nereaģē ar nemetāliem, kas skarbos apstākļos var reaģēt ar fluoru.
Skābeklis nesadarbojas ar hloru, bromu un jodu. Skābeklis var reaģēt ar fluoru zemā temperatūrā.

3. Metāls + skābes oksīds. Metāls samazina nemetālu no oksīda. Pēc tam metāla pārpalikums var reaģēt ar iegūto nemetālu. Piemēram:

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (ar magnija deficītu)

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (ar lieko magniju)

4. Metāls + skābe. Metāli, kas atrodas sprieguma virknē pa kreisi no ūdeņraža, reaģē ar skābēm, atbrīvojot ūdeņradi.

Izņēmums ir oksidējošās skābes (koncentrēts sērs un jebkura slāpekļskābe), kas reakcijās var reaģēt ar metāliem, kas atrodas sprieguma virknē pa labi no ūdeņraža, ūdeņradis neizdalās, bet tiek iegūts ūdens un skābes reducēšanās produkts.

Jāpievērš uzmanība tam, ka metālam reaģējot ar daudzvērtīgās skābes pārpalikumu, var iegūt skābes sāli: Mg +2 H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4 ) 2 + H 2 .

Ja skābes un metāla mijiedarbības produkts ir nešķīstošs sāls, tad metāls tiek pasivēts, jo metāla virsmu no skābes iedarbības aizsargā nešķīstošais sāls. Piemēram, atšķaidītas sērskābes ietekme uz svinu, bāriju vai kalciju.

5. Metāls + sāls. Šķīdumā Šajā reakcijā ir iesaistīti metāli, kas atrodas sprieguma virknē pa labi no magnija, ieskaitot pašu magniju, bet pa kreisi no metāla sāls. Ja metāls ir aktīvāks par magniju, tad tas reaģē nevis ar sāli, bet ar ūdeni, veidojot sārmu, kas pēc tam reaģē ar sāli. Šajā gadījumā sākotnējam sālim un iegūtajam sāls jābūt šķīstošam. Nešķīstošais produkts pasivē metālu.

Tomēr šim noteikumam ir izņēmumi:

2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2;

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Tā kā dzelzs ir vidējā oksidācijas stāvoklī, tā sāls visaugstākajā oksidācijas pakāpē viegli reducējas par sāli vidējā oksidācijas stāvoklī, oksidējot vēl mazāk aktīvos metālus.

Izkausēvairāki metāla spriegumi nav efektīvi. Noteikt, vai ir iespējama reakcija starp sāli un metālu, var veikt tikai, izmantojot termodinamiskos aprēķinus. Piemēram, nātrijs var izspiest kāliju no kālija hlorīda kausējuma, jo kālijs ir gaistošāks: Na + KCl = NaCl + K (šo reakciju nosaka entropijas faktors). No otras puses, alumīniju ieguva, izspiežot no nātrija hlorīda: 3 Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al . Šis process ir eksotermisks, un to nosaka entalpijas faktors.

Iespējams, ka sāls karsējot sadalās, un tā sadalīšanās produkti var reaģēt ar metālu, piemēram, alumīnija nitrāts un dzelzs. Alumīnija nitrāts, karsējot, sadalās alumīnija oksīdā, slāpekļa oksīdā ( IV ) un skābeklis, skābeklis un slāpekļa oksīds oksidēs dzelzi:

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

6. Metāls + bāziskais oksīds. Tāpat kā izkausētajos sāļos, šo reakciju iespējamību nosaka termodinamiski. Alumīniju, magniju un nātriju bieži izmanto kā reducētājus. Piemēram: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe eksotermiska reakcija, entalpijas faktors);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (gaistošais rubīdijs, entalpijas faktors).

8. Nemetāls + pamatne. Parasti reakcija notiek starp nemetālu un sārmu Ne visi nemetāli var reaģēt ar sārmiem: jāatceras, ka halogēni (dažādos veidos atkarībā no temperatūras), sērs (karsējot), silīcijs, fosfors. iesaistīties šajā mijiedarbībā.

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (aukstā)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (karstā šķīdumā)

6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

2KOH + Si + H2O = K2SiO3 + 2H2

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

1) nemetāls – reducētājs (ūdeņradis, ogleklis):

CO 2 + C = 2CO;

2NO2 + 4H2 = 4H2O + N2;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Ja iegūtais nemetāls var reaģēt ar metālu, ko izmanto kā reducētāju, reakcija turpināsies (ar oglekļa pārpalikumu) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si C

2) nemetāls – oksidētājs (skābeklis, ozons, halogēni):

2С O + O 2 = 2СО 2.

C O + Cl 2 = CO Cl 2.

2 NO + O 2 = 2 N O 2.

10. Skābais oksīds + bāziskais oksīds . Reakcija notiek, ja iegūtais sāls principā pastāv. Piemēram, alumīnija oksīds var reaģēt ar sērskābes anhidrīdu, veidojot alumīnija sulfātu, bet nevar reaģēt ar oglekļa dioksīdu, jo attiecīgā sāls nepastāv.

11. Ūdens + bāziskais oksīds . Reakcija ir iespējama, ja veidojas sārms, tas ir, šķīstoša bāze (vai nedaudz šķīstoša kalcija gadījumā). Ja bāze ir nešķīstoša vai nedaudz šķīstoša, tad notiek apgrieztā reakcija, bāze sadaloties oksīdā un ūdenī.

12. Bāzes oksīds + skābe . Reakcija ir iespējama, ja pastāv iegūtais sāls. Ja iegūtais sāls ir nešķīstošs, reakciju var pasivēt, bloķējot skābes nokļūšanu uz oksīda virsmu. Daudzbāzu skābes pārpalikuma gadījumā iespējama skābes sāls veidošanās.

13. Skābes oksīds + bāze. Parasti reakcija notiek starp sārmu un skābu oksīdu. Ja skābes oksīds atbilst daudzbāziskajai skābei, var iegūt skābes sāli: CO 2 + KOH = KHCO 3.

Skābie oksīdi, kas atbilst stiprām skābēm, var reaģēt arī ar nešķīstošām bāzēm.

Dažreiz oksīdi, kas atbilst vājām skābēm, reaģē ar nešķīstošām bāzēm, kā rezultātā var iegūt vidēju vai bāzisku sāli (parasti tiek iegūta mazāk šķīstoša viela): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. Skābes oksīds + sāls. Reakcija var notikt kausējumā vai šķīdumā. Izkausē mazāk gaistošais oksīds izspiež no sāls gaistošāku oksīdu. Šķīdumā stiprākai skābei atbilstošais oksīds izspiež vājākai skābei atbilstošo oksīdu. Piemēram, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , virzienā uz priekšu šī reakcija notiek kausējumā, oglekļa dioksīds ir gaistošāks nekā silīcija oksīds; pretējā virzienā reakcija notiek šķīdumā, ogļskābe ir stiprāka par silīcija skābi, un silīcija oksīds nogulsnējas.

Ir iespējams apvienot skābo oksīdu ar savu sāli, piemēram, no hromāta var iegūt dihromātu, no sulfāta - disulfātu un no sulfīta - disulfītu:

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

Lai to izdarītu, jums jāņem kristālisks sāls un tīrs oksīds vai piesātināts sāls šķīdums un skābā oksīda pārpalikums.

Šķīdumā sāļi var reaģēt ar saviem skābajiem oksīdiem, veidojot skābes sāļus: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Ūdens + skābes oksīds . Reakcija iespējama, ja veidojas šķīstoša vai vāji šķīstoša skābe. Ja skābe nešķīst vai nedaudz šķīst, tad notiek apgrieztā reakcija, skābes sadalīšanās oksīdā un ūdenī. Piemēram, sērskābei raksturīga oksīda un ūdens veidošanās reakcija, sadalīšanās reakcija praktiski nenotiek, silīcijskābi nevar iegūt no ūdens un oksīda, bet tā viegli sadalās šajos komponentos, bet var piedalīties ogļskābes un sērskābes. gan tiešās, gan apgrieztās reakcijās.

16. Bāze + skābe. Reakcija notiek, ja vismaz viens no reaģentiem ir šķīstošs. Atkarībā no reaģentu attiecības var iegūt vidējus, skābos un bāziskos sāļus.

17. Bāze + sāls. Reakcija notiek, ja abas izejvielas ir šķīstošas un kā produkts tiek iegūts vismaz viens neelektrolīts vai vājš elektrolīts (nogulsnes, gāze, ūdens).

18. Sāls + skābe. Parasti reakcija notiek, ja abas izejvielas ir šķīstošas un kā produkts tiek iegūts vismaz viens neelektrolīts vai vājš elektrolīts (nogulsnes, gāze, ūdens).

Spēcīga skābe var reaģēt ar vāju skābju nešķīstošiem sāļiem (karbonātiem, sulfīdiem, sulfītiem, nitrītiem), un izdalās gāzveida produkts.

Reakcijas starp koncentrētām skābēm un kristāliskajiem sāļiem iespējamas, ja tiek iegūta gaistošāka skābe: piemēram, ūdeņraža hlorīdu var iegūt koncentrētai sērskābei iedarbojoties uz kristālisku nātrija hlorīdu, bromūdeņraža un jodūdeņraža iedarbību - ortofosforskābei iedarbojoties uz kristālisko nātrija hlorīdu. attiecīgie sāļi. Jūs varat rīkoties ar skābi uz savu sāli, lai iegūtu skābu sāli, piemēram: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4 ) 2 .

19. Sāls + sāls.Parasti reakcija notiek, ja abas izejvielas ir šķīstošas un kā produkts tiek iegūts vismaz viens neelektrolīts vai vājš elektrolīts.

1) sāls neeksistē, jo neatgriezeniski hidrolizējas . Tie ir lielākā daļa karbonātu, sulfītu, sulfīdu, trīsvērtīgo metālu silikātu, kā arī daži divvērtīgo metālu un amonija sāļi. Trīsvērtīgo metālu sāļi tiek hidrolizēti līdz atbilstošajai bāzei un skābei, un divvērtīgie metālu sāļi tiek hidrolizēti līdz mazāk šķīstošiem bāzes sāļiem.

Apskatīsim piemērus:

2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

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

H 2 CO 3 sadalās ūdenī un oglekļa dioksīdā, ūdens kreisajā un labajā daļā samazinās un rezultāts ir: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Ja mēs tagad apvienosim (1) un (2) vienādojumus un samazinām dzelzs karbonātu, mēs iegūstam kopējo vienādojumu, kas atspoguļo dzelzs hlorīda mijiedarbību ( III ) un nātrija karbonāts: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na2SO4 (1)

Pasvītrotais sāls nepastāv neatgriezeniskas hidrolīzes dēļ:

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

Ja tagad apvienosim (1) un (2) vienādojumus un reducējam vara karbonātu, mēs iegūstam kopējo vienādojumu, kas atspoguļo sulfāta mijiedarbību ( II ) un nātrija karbonāts:

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

Oksīdi, to klasifikācija un īpašības ir tādas svarīgas zinātnes kā ķīmija pamatā. Viņus sāk mācīties pirmajā ķīmijas studiju gadā. Tādās eksaktajās zinātnēs kā matemātika, fizika un ķīmija viss materiāls ir savstarpēji saistīts, tāpēc materiāla neapgūšana rada izpratnes trūkumu par jaunām tēmām. Tāpēc ir ļoti svarīgi izprast oksīdu tēmu un pilnībā to izprast. Mēs šodien mēģināsim par to runāt sīkāk.

Kas ir oksīdi?

Vispirms ir jāsaprot oksīdi, to klasifikācija un īpašības. Tātad, kas ir oksīdi? Vai atceries to no skolas laikiem?

Oksīdi (vai oksīdi) ir bināri savienojumi, kas satur elektronnegatīva elementa atomus (mazāk elektronegatīvu nekā skābeklis) un skābekli ar oksidācijas pakāpi -2.

Oksīdi ir neticami izplatītas vielas uz mūsu planētas. Oksīda savienojumu piemēri ir ūdens, rūsa, dažas krāsvielas, smiltis un pat oglekļa dioksīds.

Oksīdu veidošanās

Oksīdus var iegūt dažādos veidos. Oksīdu veidošanos pēta arī tāda zinātne kā ķīmija. Oksīdi, to klasifikācija un īpašības - tas ir jāzina zinātniekiem, lai saprastu, kā tas vai cits oksīds radās. Piemēram, tos var iegūt, tieši savienojot skābekļa atomu (vai atomus) ar ķīmisko elementu – tā ir ķīmisko elementu mijiedarbība. Tomēr notiek arī netieša oksīdu veidošanās, tas ir, kad oksīdi veidojas, sadaloties skābēm, sāļiem vai bāzēm.

Oksīdu klasifikācija

Oksīdi un to klasifikācija ir atkarīga no to veidošanās veida. Atbilstoši to klasifikācijai oksīdi tiek iedalīti tikai divās grupās, no kurām pirmā ir sāli veidojoša, bet otrā - sāli neveidojoša. Tātad, aplūkosim abas grupas tuvāk.

Sāli veidojošie oksīdi ir diezgan liela grupa, kas ir sadalīta amfoteriskajos, skābajos un bāziskajos oksīdos. Jebkuras ķīmiskas reakcijas rezultātā sāli veidojošie oksīdi veido sāļus. Parasti sāļus veidojošo oksīdu sastāvā ietilpst metālu un nemetālu elementi, kas ķīmiskās reakcijas rezultātā ar ūdeni veido skābes, bet, mijiedarbojoties ar bāzēm, veido atbilstošās skābes un sāļus.

Sāli neveidojoši oksīdi ir tie oksīdi, kas ķīmiskas reakcijas rezultātā neveido sāļus. Šādu oksīdu piemēri ir ogleklis.

Amfoteriskie oksīdi

Oksīdi, to klasifikācija un īpašības ir ļoti svarīgi jēdzieni ķīmijā. Sāli veidojošo savienojumu sastāvā ietilpst amfotēriskie oksīdi.

Amfoteriskie oksīdi ir oksīdi, kuriem atkarībā no ķīmisko reakciju apstākļiem var būt bāziskas vai skābas īpašības (tiem ir amfoteritāte). Šādus oksīdus veido pārejas metāli (varš, sudrabs, zelts, dzelzs, rutēnijs, volframs, ruterfordijs, titāns, itrijs un daudzi citi). Amfoteriskie oksīdi reaģē ar stiprām skābēm un ķīmiskās reakcijas rezultātā veido šo skābju sāļus.

Skābie oksīdi

Vai anhidrīdi ir oksīdi, kas ķīmiskās reakcijās uzrāda un arī veido skābekli saturošas skābes. Anhidrīdus vienmēr veido tipiski nemetāli, kā arī daži pārejas ķīmiskie elementi.

Oksīdi, to klasifikācija un ķīmiskās īpašības ir svarīgi jēdzieni. Piemēram, skābajiem oksīdiem ir pilnīgi atšķirīgas ķīmiskās īpašības nekā amfoteriskajiem oksīdiem. Piemēram, anhidrīdam reaģējot ar ūdeni, veidojas atbilstoša skābe (izņēmums ir SiO2 - Anhidrīdi reaģē ar sārmiem, un šādu reakciju rezultātā izdalās ūdens un soda. Reaģējot ar, veidojas sāls.

Pamata oksīdi

Bāzes (no vārda "bāze") oksīdi ir metālu ķīmisko elementu oksīdi ar oksidācijas pakāpi +1 vai +2. Tajos ietilpst sārmu un sārmzemju metāli, kā arī ķīmiskais elements magnijs. Bāzes oksīdi atšķiras no citiem ar to, ka tie spēj reaģēt ar skābēm.

Bāzes oksīdi mijiedarbojas ar skābēm, atšķirībā no skābajiem oksīdiem, kā arī ar sārmiem, ūdeni un citiem oksīdiem. Šo reakciju rezultātā parasti veidojas sāļi.

Oksīdu īpašības

Rūpīgi izpētot dažādu oksīdu reakcijas, jūs varat patstāvīgi izdarīt secinājumus par to, ar kādām ķīmiskajām īpašībām oksīdi ir apveltīti. Absolūti visu oksīdu kopējā ķīmiskā īpašība ir redoksprocess.

Tomēr visi oksīdi atšķiras viens no otra. Oksīdu klasifikācija un īpašības ir divas savstarpēji saistītas tēmas.

Sāli neveidojoši oksīdi un to ķīmiskās īpašības

Sāli neveidojoši oksīdi ir oksīdu grupa, kam nav ne skābu, ne bāzisku, ne amfotērisku īpašību. Ķīmisko reakciju rezultātā ar sāli neveidojošiem oksīdiem sāļi neveidojas. Iepriekš šādus oksīdus nesauca par sāli neveidojošiem, bet gan par vienaldzīgiem un vienaldzīgiem, taču šādi nosaukumi neatbilst sāli neveidojošo oksīdu īpašībām. Saskaņā ar to īpašībām šie oksīdi ir diezgan spējīgi ķīmiskās reakcijas. Bet ir ļoti maz sāli veidojošu oksīdu, tos veido vienvērtīgi un divvērtīgi nemetāli.

No sāli neveidojošiem oksīdiem ķīmiskās reakcijas rezultātā var iegūt sāli veidojošus oksīdus.

Nomenklatūra

Gandrīz visus oksīdus parasti sauc šādi: vārds "oksīds", kam seko ķīmiskā elementa nosaukums ģenitīvā. Piemēram, Al2O3 ir alumīnija oksīds. Ķīmiskajā valodā šis oksīds skan šādi: alumīnijs 2 o 3. Dažiem ķīmiskajiem elementiem, piemēram, varš, attiecīgi var būt vairākas oksidācijas pakāpes, arī oksīdi būs dažādi. Tad CuO oksīds ir vara (divu) oksīds, tas ir, ar oksidācijas pakāpi 2, un Cu2O oksīds ir vara (trīs) oksīds, kura oksidācijas pakāpe ir 3.

Bet ir arī citi oksīdu nosaukumi, kas atšķiras ar skābekļa atomu skaitu savienojumā. Monoksīdi jeb monoksīdi ir tie oksīdi, kas satur tikai vienu skābekļa atomu. Dioksīdi ir tie oksīdi, kas satur divus skābekļa atomus, kurus apzīmē ar prefiksu “di”. Trioksīdi ir tie oksīdi, kas jau satur trīs skābekļa atomus. Tādi nosaukumi kā monoksīds, dioksīds un trioksīds jau ir novecojuši, taču bieži sastopami mācību grāmatās, grāmatās un citos palīglīdzekļos.

Ir arī tā sauktie triviālie oksīdu nosaukumi, tas ir, tie, kas attīstījušies vēsturiski. Piemēram, CO ir oglekļa oksīds vai monoksīds, bet pat ķīmiķi šo vielu visbiežāk sauc par oglekļa monoksīdu.

Tātad oksīds ir skābekļa savienojums ar ķīmisko elementu. Galvenā zinātne, kas pēta to veidošanos un mijiedarbību, ir ķīmija. Oksīdi, to klasifikācija un īpašības ir vairākas svarīgas tēmas ķīmijas zinātnē, kuras nesaprotot nevar saprast visu pārējo. Oksīdi ir gāzes, minerāli un pulveri. Dažus oksīdus ir vērts detalizēti zināt ne tikai zinātniekiem, bet arī parastajiem cilvēkiem, jo tie var būt pat bīstami dzīvībai uz šīs zemes. Oksīdi ir ļoti interesanta un diezgan vienkārša tēma. Oksīdu savienojumi ir ļoti izplatīti ikdienas dzīvē.