Før vi begynner å snakke om kjemiske egenskaper oksider, må du huske at alle oksider er delt inn i 4 typer, nemlig basiske, sure, amfotere og ikke-saltdannende. For å bestemme hvilken type oksid som helst, må du først og fremst forstå om det er et metall- eller ikke-metalloksid foran deg, og deretter bruke algoritmen (du må lære det!) presentert i tabellen nedenfor :

Ikke-metalloksid	Metalloksid
1) Oksidasjonstilstand for ikke-metall +1 eller +2 Konklusjon: ikke-saltdannende oksid Unntak: Cl 2 O er ikke et ikke-saltdannende oksid	1) Metalloksidasjonstilstand +1 eller +2 Konklusjon: metalloksid er basisk Unntak: BeO, ZnO og PbO er ikke basiske oksider
2) Oksydasjonstilstanden er større enn eller lik +3 Konklusjon: surt oksid Unntak: Cl 2 O er et surt oksid, til tross for oksidasjonstilstanden til klor +1	2) Metalloksidasjonstilstand +3 eller +4 Konklusjon: amfotært oksid Unntak: BeO, ZnO og PbO er amfotere, til tross for +2-oksidasjonstilstanden til metallene 3) Metalloksidasjonstilstand +5, +6, +7 Konklusjon: surt oksid

I tillegg til typene oksider som er angitt ovenfor, vil vi også introdusere ytterligere to undertyper av basiske oksider, basert på deres kjemiske aktivitet, nemlig aktive basiske oksider Og lavaktive basiske oksider.

• TIL aktive basiske oksider Vi inkluderer oksider av alkali- og jordalkalimetaller (alle elementer i gruppene IA og IIA, unntatt hydrogen H, beryllium Be og magnesium Mg). For eksempel Na 2 O, CaO, Rb 2 O, SrO, etc.
• TIL lavaktive basiske oksider vi vil inkludere alle de viktigste oksidene som ikke er inkludert i listen aktive basiske oksider. For eksempel FeO, CuO, CrO, etc.

Det er logisk å anta at aktive basiske oksider ofte inngår i reaksjoner som lavaktive ikke gjør.
Det skal bemerkes at til tross for at vann faktisk er et oksid av et ikke-metall (H 2 O), blir dets egenskaper vanligvis betraktet isolert fra egenskapene til andre oksider. Dette skyldes dens spesifikt enorme utbredelse i verden rundt oss, og derfor er vann i de fleste tilfeller ikke et reagens, men et medium der utallige aktiviteter kan finne sted. kjemiske reaksjoner. Imidlertid tar det ofte en direkte del i forskjellige transformasjoner, spesielt reagerer noen grupper av oksider med det.

Hvilke oksider reagerer med vann?

Av alle oksidene med vann reagere bare:
1) alle aktive basiske oksider (oksider av alkalimetall og alkalimetall);
2) alle sure oksider, unntatt silisiumdioksid (SiO 2);

de. Av ovenstående følger det at med vann nøyaktig ikke reager:
1) alle lavaktive basiske oksider;
2) alle amfotere oksider;
3) ikke-saltdannende oksider (NO, N 2 O, CO, SiO).

Evnen til å bestemme hvilke oksider som kan reagere med vann selv uten evnen til å skrive de tilsvarende reaksjonsligningene lar deg allerede få poeng for noen spørsmål i testdelen av Unified State Exam.

La oss nå finne ut hvordan visse oksider reagerer med vann, dvs. La oss lære å skrive de tilsvarende reaksjonsligningene.

Aktive basiske oksider, som reagerer med vann, danner deres tilsvarende hydroksyder. Husk at det tilsvarende metalloksidet er et hydroksid som inneholder metallet i samme oksidasjonstilstand som oksidet. Så, for eksempel, når de aktive basiske oksidene K +1 2 O og Ba + 2 O reagerer med vann, dannes deres tilsvarende hydroksyder K +1 OH og Ba +2 (OH) 2:

K2O + H2O = 2KOH– kaliumhydroksid

BaO + H 2 O = Ba(OH) 2– bariumhydroksid

Alle hydroksyder som tilsvarer aktive basiske oksider (alkalimetall og alkalimetalloksider) tilhører alkalier. Alkalier er alle metallhydroksider som er svært løselige i vann, samt lite løselig kalsiumhydroksid Ca(OH) 2 (som et unntak).

Interaksjonen av sure oksider med vann, så vel som reaksjonen av aktive basiske oksider med vann, fører til dannelsen av de tilsvarende hydroksydene. Bare når det gjelder sure oksider tilsvarer de ikke basiske, men sure hydroksider, oftere kalt oksygenholdige syrer. La oss huske at det tilsvarende sure oksidet er en oksygenholdig syre som inneholder et syredannende grunnstoff i samme oksidasjonstilstand som i oksidet.

Så hvis vi for eksempel vil skrive ned ligningen for interaksjonen mellom surt oksid SO 3 med vann, må vi først og fremst huske de grunnleggende studert innenfor skolepensum, svovelholdige syrer. Disse er hydrogensulfid H 2 S, svovelholdig H 2 SO 3 og svovelsyre H 2 SO 4. Hydrogensulfidsyre H 2 S, som er lett å se, er ikke oksygenholdig, så dannelsen av den under interaksjonen av SO 3 med vann kan umiddelbart utelukkes. Av syrene H 2 SO 3 og H 2 SO 4 inneholder svovel i oksidasjonstilstanden +6, som i SO 3 oksid, kun svovelsyre H2SO4. Derfor er det nettopp dette som vil dannes i reaksjonen av SO 3 med vann:

H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4

På samme måte danner oksidet N 2 O 5, som inneholder nitrogen i oksidasjonstilstanden +5, som reagerer med vann, salpetersyre HNO 3, men ikke i noe tilfelle salpetersyre HNO 2, siden i salpetersyre er oksidasjonstilstanden til nitrogen den samme som i N 2 O 5, er lik +5, og i nitrogen - +3:

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

Interaksjon av oksider med hverandre

Først av alt må du tydelig forstå det faktum at blant saltdannende oksider (sure, basiske, amfotere) forekommer reaksjoner nesten aldri mellom oksider av samme klasse, dvs. I de aller fleste tilfeller er interaksjon umulig:

1) basisk oksid + basisk oksid ≠

2) surt oksid + surt oksid ≠

3) amfotært oksid + amfotært oksid ≠

Mens interaksjon mellom oksider som tilhører forskjellige typer nesten alltid er mulig, dvs. nesten alltid lekker reaksjoner mellom:

1) basisk oksid og surt oksid;

2) amfotert oksid og surt oksid;

3) amfotert oksid og basisk oksid.

Som et resultat av alle slike interaksjoner er produktet alltid gjennomsnittlig (normalt) salt.

La oss vurdere alle disse parene av interaksjoner mer detaljert.

Som et resultat av interaksjonen:

Me x O y + syreoksid, hvor Me x O y – metalloksid (basisk eller amfotert)

det dannes et salt bestående av metallkationen Me (fra initialen Me x O y) og syreresten av syren som tilsvarer syreoksidet.

Som et eksempel, la oss prøve å skrive ned interaksjonsligningene for følgende reagenspar:

Na 2 O + P 2 O 5 Og Al 2 O 3 + SO 3

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

Som allerede nevnt, som et resultat av interaksjonen av et basisk/amfotært oksid med et surt, dannes et salt bestående av et metallkation (fra det opprinnelige basiske/amfotære oksidet) og en sur rest av syren tilsvarende originalt surt oksid.

Dermed bør samspillet mellom Na 2 O og P 2 O 5 danne et salt bestående av Na + kationer (fra Na 2 O) og den sure resten PO 4 3-, siden oksidet P +5 2 O 5 tilsvarer syre H 3 P +5 O4. De. Som et resultat av denne interaksjonen dannes natriumfosfat:

3Na 2 O + P 2 O 5 = 2 Na 3 PO 4- natriumfosfat

I sin tur bør interaksjonen mellom Al 2 O 3 og SO 3 danne et salt bestående av Al 3+ kationer (fra Al 2 O 3) og den sure resten SO 4 2-, siden oksidet S +6 O 3 tilsvarer syre H 2 S +6 O4. Således, som et resultat av denne reaksjonen, oppnås aluminiumsulfat:

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

Mer spesifikk er interaksjonen mellom amfotere og basiske oksider. Disse reaksjonene utføres kl høye temperaturer, og deres forekomst er mulig på grunn av det faktum at det amfotere oksidet faktisk tar rollen som et surt. Som et resultat av denne interaksjonen dannes et salt av en spesifikk sammensetning, bestående av et metallkation som danner det opprinnelige basiske oksidet og en "syrerest"/anion, som inkluderer metallet fra det amfotere oksidet. Formelen til en slik "syrerest"/anion er generelt syn kan skrives som MeO 2 x -, hvor Me er et metall fra et amfotert oksid, og x = 2 når det gjelder amfotere oksider med generell formel type Me +2 O (ZnO, BeO, PbO) og x = 1 – for amfotere oksider med en generell formel på formen Me +3 2 O 3 (for eksempel Al 2 O 3, Cr 2 O 3 og Fe 2 O 3).

La oss prøve å skrive ned interaksjonslikningene som et eksempel

ZnO + Na2O Og Al203 + BaO

I det første tilfellet er ZnO et amfotert oksid med den generelle formelen Me +2 O, og Na 2 O er et typisk basisk oksid. I henhold til ovenstående, som et resultat av deres interaksjon, bør det dannes et salt, bestående av et metallkation som danner et basisk oksid, dvs. i vårt tilfelle, Na + (fra Na 2 O) og "syreresten"/anion med formelen ZnO 2 2-, siden det amfotere oksidet har en generell formel av formen Me + 2 O. Dermed er formelen til resulterende salt, underlagt betingelsen om elektrisk nøytralitet til en av dets strukturelle enheter ("molekyler") vil se ut som Na 2 ZnO 2:

ZnO + Na20 = t o=> Na 2 ZnO 2

Når det gjelder et interagerende par reagenser Al 2 O 3 og BaO, er det første stoffet et amfotert oksid med den generelle formelen Me + 3 2 O 3, og det andre er et typisk basisk oksid. I dette tilfellet dannes det et salt som inneholder et metallkation fra hovedoksidet, dvs. Ba 2+ (fra BaO) og "syreresten"/anion AlO 2 - . De. Formelen til det resulterende saltet, underlagt betingelsen om elektrisk nøytralitet til en av dets strukturelle enheter ("molekyler"), vil ha formen Ba(AlO 2) 2, og selve interaksjonsligningen vil bli skrevet som:

Al 2 O 3 + BaO = t o=> Ba(AlO 2) 2

Som vi skrev ovenfor, skjer reaksjonen nesten alltid:

Me x O y + syreoksid,

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

Imidlertid er det to "pirkete" syreoksider å huske: karbondioksid(CO 2) og svoveldioksid (SO 2). Deres "kresenhet" ligger i det faktum at til tross for deres åpenbare sure egenskaper, er aktiviteten til CO 2 og SO 2 ikke nok for deres interaksjon med lavaktive basiske og amfotere oksider. Av metalloksidene reagerer de kun med aktive basiske oksider(oksider av alkalimetall og alkalimetall). For eksempel kan Na 2 O og BaO, som er aktive basiske oksider, reagere med dem:

CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3

SO 2 + BaO = BaSO 3

Mens oksidene CuO og Al 2 O 3, som ikke er relatert til aktive basiske oksider, ikke reagerer med CO 2 og SO 2:

CO 2 + CuO ≠

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

SO 2 + CuO ≠

SO 2 + Al 2 O 3 ≠

Interaksjon av oksider med syrer

Basiske og amfotere oksider reagerer med syrer. I dette tilfellet dannes salter og vann:

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

Ikke-saltdannende oksider reagerer ikke med syrer i det hele tatt, og sure oksider reagerer i de fleste tilfeller ikke med syrer.

Når reagerer et surt oksid med en syre?

Bestemmer seg del av Unified State-eksamenen med svaralternativer bør du anta at sure oksider ikke reagerer med hverken sure oksider eller syrer, bortsett fra i følgende tilfeller:

1) silisiumdioksid, som er et surt oksid, reagerer med flussyre og løses opp i det. Spesielt takket være denne reaksjonen kan glass oppløses i flussyre. I tilfelle av overflødig HF, har reaksjonsligningen formen:

SiO2 + 6HF = H2 + 2H2O,

og ved HF-mangel:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O

2) SO 2, som er et surt oksid, reagerer lett med hydrosulfidsyre H 2 S som samproporsjonering:

S +4 O 2 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2H 2 O

3) Fosfor (III) oksid P 2 O 3 kan reagere med oksiderende syrer, som inkluderer konsentrert svovelsyre og salpetersyre noen konsentrasjon. I dette tilfellet øker oksidasjonstilstanden til fosfor fra +3 til +5:

P2O3	+	2H2SO4	+	H2O	=t o=>	2SO 2	+	2H3PO4
		(kons.)

3 P2O3	+	4HNO3	+	7 H2O	=t o=>	4NO	+	6 H3PO4
		(detaljert)

2HNO3	+	3SO 2	+	2H2O	=t o=>	3H2SO4	+	2NO
(detaljert)

Interaksjon av oksider med metallhydroksider

Sure oksider reagerer med metallhydroksider, både basiske og amfotere. Dette gir et salt som består av et metallkation (fra det opprinnelige metallhydroksidet) og en syrerest tilsvarende syreoksidet.

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

Sure oksider, som tilsvarer flerbasiske syrer, kan danne både normale og sure salter med alkalier:

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

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O

P 2 O 5 + 4KOH = 2K 2 HPO 4 + H 2 O

P 2 O 5 + 2 KOH + H 2 O = 2 KH 2 PO 4

"Finicky" oksider CO 2 og SO 2, hvis aktivitet, som allerede nevnt, ikke er nok for deres reaksjon med lavaktive basiske og amfotere oksider, reagerer likevel med de fleste av de tilsvarende metallhydroksidene. Mer presist reagerer karbondioksid og svoveldioksid med uløselige hydroksyder i form av deres suspensjon i vann. I dette tilfellet er det bare det grunnleggende O naturlige salter kalt hydroksykarbonater og hydroksosulfitter, og dannelsen av mellomliggende (normale) salter er umulig:

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

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

Karbondioksid og svoveldioksid reagerer imidlertid ikke i det hele tatt med metallhydroksider i oksidasjonstilstanden +3, for eksempel som Al(OH)3, Cr(OH)3, etc.

Det skal også bemerkes at silisiumdioksid (SiO 2) er spesielt inert, som oftest finnes i naturen i form av vanlig sand. Dette oksidet er surt, men blant metallhydroksider er det i stand til å reagere bare med konsentrerte (50-60%) løsninger av alkalier, så vel som med rene (faste) alkalier under fusjon. I dette tilfellet dannes silikater:

2NaOH + Si02 = t o=> Na 2 SiO 3 + H 2 O

Amfotere oksider fra metallhydroksider reagerer bare med alkalier (hydroksider av alkali- og jordalkalimetaller). I dette tilfellet, når reaksjonen utføres i vandige løsninger, dannes løselige komplekse salter:

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2- natriumtetrahydroksozinkat

BeO + 2NaOH + H2O = Na2- natriumtetrahydroksoberyllat

Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O = 2 Na- natriumtetrahydroksyaluminat

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

Og når disse samme amfotere oksidene smeltes sammen med alkalier, oppnås salter bestående av et alkali- eller jordalkalimetallkation og et anion av typen MeO 2 x -, hvor x= 2 i tilfelle av amfotert oksid type Me +2 O og x= 1 for et amfotert oksid av formen Me 2 + 2 O 3:

ZnO + 2NaOH = t o=> Na 2 ZnO 2 + H 2 O

BeO + 2NaOH = t o=> Na 2 BeO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 2 NaOH = t o=> 2NaAlO2 + H2O

Cr 2 O 3 + 2 NaOH = t o=> 2NaCrO2 + H2O

Fe 2 O 3 + 2 NaOH = t o=> 2NaFeO2 + H2O

Det skal bemerkes at salter oppnådd ved å smelte sammen amfotere oksider med faste alkalier lett kan oppnås fra løsninger av de tilsvarende komplekse salter ved fordampning og påfølgende kalsinering:

Na2 = t o=> Na2ZnO2 + 2H2O

Na = t o=> NaAlO2 + 2H2O

Interaksjon av oksider med middels salter

Oftest reagerer ikke mellomstore salter med oksider.

Du bør imidlertid lære følgende unntak av denne regelen, som ofte vises på eksamen.

Et av disse unntakene er at amfotere oksider, samt silisiumdioksid (SiO 2), når de smeltes sammen med sulfitter og karbonater, fortrenger henholdsvis svoveldioksid (SO 2) og karbondioksid (CO 2) gasser fra sistnevnte. For eksempel:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = t o=> 2NaAlO 2 + CO 2

SiO 2 + K 2 SO 3 = t o=> K 2 SiO 3 + SO 2

Også reaksjoner av oksider med salter kan betinget inkludere samspillet mellom svoveldioksid og karbondioksid med vandige løsninger eller suspensjoner av de tilsvarende salter - sulfitter og karbonater, noe som fører til dannelse av sure salter:

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

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

Også svoveldioksid, når det føres gjennom vandige løsninger eller suspensjoner av karbonater, fortrenger karbondioksid fra dem på grunn av det faktum at svovelsyre er en sterkere og mer stabil syre enn karbonsyre:

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

ORR som involverer oksider

Reduksjon av metall og ikke-metalloksider

Akkurat som metaller kan reagere med løsninger av salter av mindre aktive metaller, og fortrenge sistnevnte i fri form, kan metalloksider når de varmes opp også reagere med mer aktive metaller.

La oss huske at aktiviteten til metaller kan sammenlignes enten ved å bruke aktivitetsserien til metaller, eller, hvis ett eller to metaller ikke er i aktivitetsserien, ved deres posisjon i forhold til hverandre i det periodiske systemet: den nedre og til forlot metallet, jo mer aktivt er det. Det er også nyttig å huske at ethvert metall fra AHM- og ALP-familien alltid vil være mer aktivt enn et metall som ikke er en representant for ALM eller ALP.

Spesielt er aluminiumtermisk metode, som brukes i industrien for å oppnå vanskelige å redusere metaller som krom og vanadium, basert på interaksjonen mellom et metall og oksidet til et mindre aktivt metall:

Cr203 + 2Al = t o=> Al 2 O 3 + 2 Cr

Under den aluminotermiske prosessen genereres en kolossal mengde varme, og temperaturen på reaksjonsblandingen kan nå mer enn 2000 o C.

Dessuten kan oksidene av nesten alle metaller som befinner seg i aktivitetsserien til høyre for aluminium reduseres til frie metaller ved hjelp av hydrogen (H 2), karbon (C) og karbonmonoksid (CO) ved oppvarming. For eksempel:

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

CuO+C= t o=> Cu + CO

FeO + H2 = t o=> Fe + H 2 O

Det skal bemerkes at dersom metallet kan ha flere oksidasjonstilstander, er ufullstendig reduksjon av oksidene også mulig dersom det er mangel på reduksjonsmiddelet som brukes. For eksempel:

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

4CuO + C = t o=> 2Cu 2 O + CO 2

Oksider av aktive metaller (alkali, jordalkali, magnesium og aluminium) med hydrogen og karbonmonoksid ikke reager.

Imidlertid reagerer oksider av aktive metaller med karbon, men annerledes enn oksider av mindre aktive metaller.

Innenfor rammen av Unified State Examination-programmet, for ikke å bli forvirret, bør det antas at som et resultat av reaksjonen av oksider av aktive metaller (opp til Al inklusive) med karbon, dannelsen av fritt alkalimetall, alkali metall, Mg og Al er umulig. I slike tilfeller dannes metallkarbid og karbonmonoksid. For eksempel:

2Al203 + 9C = t o=> Al 4 C 3 + 6CO

CaO + 3C = t o=> CaC 2 + CO

Oksider av ikke-metaller kan ofte reduseres av metaller til frie ikke-metaller. For eksempel, når de varmes opp, reagerer oksider av karbon og silisium med alkali, jordalkalimetaller og magnesium:

CO2 + 2Mg = t o=> 2MgO + C

SiO2 + 2Mg = t o=>Si + 2MgO

Med et overskudd av magnesium kan sistnevnte interaksjon også føre til dannelsen magnesium silicid Mg 2 Si:

SiO2 + 4Mg = t o=> Mg 2 Si + 2 MgO

Nitrogenoksider kan reduseres relativt enkelt selv med mindre aktive metaller, som sink eller kobber:

Zn + 2NO = t o=> ZnO + N 2

NO 2 + 2 Cu = t o=> 2CuO + N 2

Interaksjon av oksider med oksygen

For å kunne svare på spørsmålet om noe oksid reagerer med oksygen (O 2) i oppgavene til den virkelige Unified State Examination, må du først huske at oksider som kan reagere med oksygen (fra de du kan komme over i selve eksamen) kan bare danne kjemiske elementer fra listen:

Funnet i ekte Unified State-eksamen oksider av alle andre kjemiske elementer reagere med oksygen de vil ikke (!).

For en mer visuell og praktisk memorering av listen over elementer oppført ovenfor, etter min mening, er følgende illustrasjon praktisk:

Alle kjemiske elementer som er i stand til å danne oksider som reagerer med oksygen (fra de som ble møtt i eksamen)

Først av alt, blant de listede elementene, bør nitrogen N vurderes, fordi forholdet mellom dets oksider og oksygen skiller seg markant fra oksidene til andre grunnstoffer i listen ovenfor.

Det bør tydelig huskes at nitrogen kan danne fem oksider totalt, nemlig:

Av alle nitrogenoksider som kan reagere med oksygen bare INGEN. Denne reaksjonen skjer veldig lett når NO blandes med både rent oksygen og luft. I dette tilfellet observeres en rask endring i fargen på gassen fra fargeløs (NO) til brun (NO 2):

2NO	+	O2	=	2NO 2
fargeløs				brun

For å svare på spørsmålet: reagerer noe oksid av noen av de kjemiske elementene som er oppført ovenfor med oksygen (dvs. MED,Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Cr) — Først av alt må du huske dem grunnleggende oksidasjonstilstand (CO). Her er de :

Deretter må du huske det faktum at av de mulige oksidene av de ovennevnte kjemiske elementene, vil bare de som inneholder elementet i minimum oksidasjonstilstand blant de som er angitt ovenfor, reagere med oksygen. I dette tilfellet øker oksidasjonstilstanden til elementet til det nærmeste positiv verdi fra det mulige:

element	Forholdet mellom dets oksidertil oksygen
MED	Minimum blant de viktigste positive oksidasjonstilstandene til karbon er lik +2 , og den nærmeste positive er +4 . Det er altså bare CO som reagerer med oksygen fra oksidene C +2 O og C +4 O 2. I dette tilfellet oppstår reaksjonen: 2C +20 + O2 = t o=> 2C +402 CO 2 + O 2 ≠- reaksjonen er umulig i prinsippet, fordi +4 – høyeste grad av karbonoksidasjon.
Si	Minimum blant de viktigste positive oksidasjonstilstandene til silisium er +2, og den nærmeste positive til det er +4. Det er altså bare SiO som reagerer med oksygen fra oksidene Si +2 O og Si +4 O 2. På grunn av noen trekk ved oksidene SiO og SiO 2 er oksidasjon av bare en del av silisiumatomene i oksidet Si + 2 O mulig. som et resultat av dets interaksjon med oksygen, dannes et blandet oksid som inneholder både silisium i +2 oksidasjonstilstand og silisium i +4 oksidasjonstilstand, nemlig Si 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2): 4Si +20 + O2 = t o=> 2Si +2,+4 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2) Si02 + O2 ≠- reaksjonen er i prinsippet umulig, fordi +4 – den høyeste oksidasjonstilstanden til silisium.
P	Minimum blant de viktigste positive oksidasjonstilstandene til fosfor er +3, og den nærmeste positive er +5. Det er altså bare P 2 O 3 som reagerer med oksygen fra oksidene P +3 2 O 3 og P +5 2 O 5. I dette tilfellet skjer reaksjonen av ytterligere oksidasjon av fosfor med oksygen fra oksidasjonstilstanden +3 til oksidasjonstilstanden +5: P +3 2 O 3 + O 2 = t o=> P +5 2 O 5 P +5 2 O 5 + O 2 ≠- reaksjonen er i prinsippet umulig, fordi +5 – den høyeste oksidasjonstilstanden til fosfor.
S	Minimum blant de viktigste positive oksidasjonstilstandene til svovel er +4, og den nærmeste positive oksidasjonstilstanden til det er +6. Det er altså bare SO 2 som reagerer med oksygen fra oksidene S +4 O 2 og S +6 O 3 . I dette tilfellet oppstår reaksjonen: 2S +402 + O2 = t o=> 2S +6 O 3 2S +603 + O2 ≠- reaksjonen er i prinsippet umulig, fordi +6 – den høyeste graden av svoveloksidasjon.
Cu	Minimum blant positive oksidasjonstilstander av kobber er +1, og den nærmeste verdien er positiv (og den eneste) +2. Det er altså kun Cu 2 O som reagerer med oksygen fra oksidene Cu +1 2 O, Cu +2 O. I dette tilfellet skjer reaksjonen: 2Cu +1 2 O + O 2 = t o=> 4Cu +2 O CuO + O2 ≠- reaksjonen er i prinsippet umulig, fordi +2 – den høyeste oksidasjonstilstanden til kobber.
Cr	Minimum blant de viktigste positive oksidasjonstilstandene til krom er +2, og den positive nærmest den er +3. Det er altså kun CrO som reagerer med oksygen fra oksidene Cr +2 O, Cr +3 2 O 3 og Cr +6 O 3, mens det oksideres av oksygen til neste (mulige) positive oksidasjonstilstand, dvs. +3: 4Cr +20 + O2 = t o=> 2Cr +3 2 O 3 Cr +3 2 O 3 + O 2 ≠- reaksjonen fortsetter ikke, til tross for at kromoksid eksisterer og i en oksidasjonstilstand større enn +3 (Cr +6 O 3). Umuligheten for at denne reaksjonen skal oppstå skyldes det faktum at oppvarmingen som kreves for dens hypotetiske implementering i stor grad overstiger nedbrytningstemperaturen til CrO 3 oksid. Cr +6 O 3 + O 2 ≠ — denne reaksjonen kan i prinsippet ikke fortsette, fordi +6 er den høyeste oksidasjonstilstanden til krom.
Mn	Minimum blant de viktigste positive oksidasjonstilstandene til mangan er +2, og den nærmeste positive er +4. Av de mulige oksidene Mn +2 O, Mn +4 O 2, Mn +6 O 3 og Mn +7 2 O 7 er det altså bare MnO som reagerer med oksygen, mens det oksideres av oksygen til neste (mulige) positive oksidasjonstilstand , dvs. .e. +4: 2Mn +20 + O2 = t o=> 2Mn +4 O 2 mens: Mn +402 + O2 ≠ Og Mn +603 + O2 ≠- reaksjoner oppstår ikke, til tross for at det er manganoksid Mn 2 O 7 som inneholder Mn i en oksidasjonstilstand større enn +4 og +6. Dette skyldes det faktum som kreves for ytterligere hypotetisk oksidasjon av Mn-oksider +4 O2 og Mn +6 O 3-oppvarming overskrider betydelig nedbrytningstemperaturen til de resulterende oksidene MnO 3 og Mn 2 O 7. Mn +7 2 O 7 + O 2 ≠- denne reaksjonen er umulig i prinsippet, fordi +7 – den høyeste oksidasjonstilstanden til mangan.
Fe	Minimum blant de viktigste positive oksidasjonstilstandene til jern er lik +2 , og den nærmeste blant de mulige er +3 . Til tross for at det for jern er en oksidasjonstilstand på +6, eksisterer imidlertid ikke det sure oksidet FeO 3, så vel som den tilsvarende "jern"-syren. Av jernoksidene er det altså bare de oksidene som inneholder Fe i +2-oksidasjonstilstanden som kan reagere med oksygen. Det er enten Fe-oksid +2 O, eller blandet jernoksid Fe +2 ,+3 3 O 4 (jernskjell): 4Fe +20 + O2 = t o=> 2Fe +3 2 O 3 eller 6Fe +20 + O2 = t o=> 2Fe +2,+3 3 O 4 blandet oksid Fe +2,+3 3 O 4 kan oksideres til Fe +3 2 O 3: 4Fe +2,+3 3 O 4 + O 2 = t o=> 6Fe +3 2 O 3 Fe +3 2 O 3 + O 2 ≠ - denne reaksjonen er umulig i prinsippet, fordi Det er ingen oksider som inneholder jern i en oksidasjonstilstand høyere enn +3.

Oksider- dette er komplekse uorganiske forbindelser som består av to elementer, hvorav det ene er oksygen (i oksidasjonstilstand -2).

For eksempel er Na 2 O, B 2 O 3, Cl 2 O 7 klassifisert som oksider. Alle disse stoffene inneholder oksygen og ett element til. Stoffene Na 2 O 2, H 2 SO 4, HCl er ikke oksider: i det første er oksygenets oksidasjonstilstand -1, i det andre er det ikke to, men tre elementer, og det tredje inneholder ikke oksygen ved alle.

Hvis du ikke forstår betydningen av begrepet oksidasjonstall, er det greit. Først kan du referere til den tilsvarende artikkelen på dette nettstedet. For det andre, selv uten å forstå dette begrepet, kan du fortsette å lese. Du kan midlertidig glemme å nevne oksidasjonstilstanden.

Oksider av nesten alle kjente grunnstoffer er oppnådd, bortsett fra noen edelgasser og "eksotiske" transuranelementer. Dessuten danner mange grunnstoffer flere oksider (for nitrogen er for eksempel seks kjente).

Nomenklatur for oksider

Vi må lære å navngi oksider. Det er veldig enkelt.

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

Li 2 O - litiumoksid,
Al 2 O 3 - aluminiumoksid,
N 2 O 5 - nitrogenoksid (V),
N 2 O 3 - nitrogenoksid (III).

Vær oppmerksom på viktig poeng: Hvis valensen til et grunnstoff er konstant, nevner vi det IKKE i navnet på oksidet. Hvis valensen endres, sørg for å angi det i parentes! Litium og aluminium har konstant valens, nitrogen har en variabel valens; Det er av denne grunn at navnene på nitrogenoksider er supplert med romertall som symboliserer valens.

Oppgave 1. Navngi oksidene: Na 2 O, P 2 O 3, BaO, V 2 O 5, Fe 2 O 3, GeO 2, Rb 2 O. Ikke glem at det finnes grunnstoffer med både konstant og variabel valens.

Et annet viktig poeng: det er mer riktig å kalle stoffet F 2 O ikke "fluoroksyd", men "oksygenfluorid"!

Fysiske egenskaper til oksider

Fysiske egenskaper er svært forskjellige. Dette skyldes spesielt det faktum at oksider kan utvises ulike typer kjemisk binding. Smelte- og kokepunkt varierer mye. På normale forhold oksider kan være i fast tilstand (CaO, Fe 2 O 3, SiO 2, B 2 O 3), flytende tilstand (N 2 O 3, H 2 O), i form av gasser (N 2 O, SO 2, NEI, CO).

Ulike farger: MgO og Na 2 O hvit, CuO - svart, N 2 O 3 - blå, CrO 3 - rød, etc.

Smelter av oksider med ionisk type forbindelsene er gode elektrisk strøm, kovalente oksider har generelt lav elektrisk ledningsevne.

Klassifisering av oksider

Alle oksider som finnes i naturen kan deles inn i 4 klasser: basiske, sure, amfotere og ikke-saltdannende. Noen ganger er de tre første klassene kombinert i gruppen av saltdannende oksider, men for oss er ikke dette viktig nå. De kjemiske egenskapene til oksider fra forskjellige klasser er veldig forskjellige, så spørsmålet om klassifisering er veldig viktig for videre studier av dette emnet!

La oss begynne med ikke-saltdannende oksider. De må huskes: NEI, SiO, CO, N 2 O. Bare lær disse fire formlene!

For å komme videre må vi huske at i naturen er det to typer enkle stoffer- metaller og ikke-metaller (noen ganger skilles en annen gruppe av halvmetaller eller metalloider). Hvis du har en klar forståelse av hvilke grunnstoffer som er metaller, fortsett å lese denne artikkelen. Hvis du er i tvil, se materialet "Metaller og ikke-metaller" på denne siden.

Så la meg fortelle deg at alle amfotere oksider er metalloksider, men ikke alle metalloksider er amfotere. Jeg vil liste opp de viktigste av dem: BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, SnO. Listen er ikke komplett, men du bør absolutt huske de oppførte formlene! I de fleste amfotere oksider har metallet en oksidasjonstilstand på +2 eller +3 (men det er unntak).

I neste del av artikkelen vil vi fortsette å snakke om klassifisering; La oss diskutere sure og basiske oksider.

Oksider er komplekse stoffer som består av to elementer, hvorav det ene er oksygen. Oksider kan være saltdannende og ikke-saltdannende: en type saltdannende oksider er basiske oksider. Hvordan skiller de seg fra andre arter, og hva er deres kjemiske egenskaper?

Saltdannende oksider deles inn i basiske, sure og amfotere oksider. Hvis basiske oksider tilsvarer baser, tilsvarer sure oksider syrer, og amfotere oksider tilsvarer amfotere formasjoner. Amfotere oksider er de forbindelsene som, avhengig av forhold, kan vise enten basiske eller sure egenskaper.

Ris. 1. Klassifisering av oksider.

De fysiske egenskapene til oksider er svært forskjellige. De kan enten være gasser (CO 2), faste stoffer (Fe 2 O 3) eller flytende stoffer (H 2 O).

Imidlertid er de fleste grunnleggende oksider faste stoffer i forskjellige farger.

oksider der grunnstoffene viser sin høyeste aktivitet kalles høyere oksider. Rekkefølgen på økningen i de sure egenskapene til høyere oksider av de tilsvarende elementene i perioder fra venstre til høyre forklares av en gradvis økning i den positive ladningen til ionene til disse elementene.

Kjemiske egenskaper til basiske oksider

Basiske oksider er oksidene som baser tilsvarer. For eksempel tilsvarer de basiske oksidene K 2 O, CaO basene KOH, Ca(OH) 2.

Ris. 2. Grunnleggende oksider og deres tilsvarende årsaker.

Basiske oksider dannes av typiske metaller, så vel som metaller med variabel valens i den laveste oksidasjonstilstanden (for eksempel CaO, FeO), reagerer med syrer og syreoksider og danner salter:

CaO (basisk oksid) + CO 2 (syreoksid) = CaCO 3 (salt)

FeO (basisk oksid)+H 2 SO 4 (syre)=FeSO 4 (salt)+2H 2 O (vann)

Basiske oksider reagerer også med amfotere oksider, noe som resulterer i dannelsen av et salt, for eksempel:

Bare oksider av alkali- og jordalkalimetaller reagerer med vann:

BaO (basisk oksid)+H 2 O (vann)=Ba(OH) 2 (jordalkalimetallbase)

Mange grunnleggende oksider har en tendens til å bli redusert til stoffer som består av atomer av ett kjemisk element:

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

Ved oppvarming brytes bare oksider av kvikksølv og edle metaller ned:

Ris. 3. Kvikksølvoksid.

Liste over hovedoksider:

Oksydnavn	Kjemisk formel	Egenskaper
Kalsiumoksid	CaO	brennekalk, hvit krystallinsk substans
Magnesiumoksid	MgO	hvit substans, lett løselig i vann
Bariumoksid	BaO	fargeløse krystaller med et kubisk gitter
Kobberoksid II	CuO	svart substans praktisk talt uløselig i vann
	HgO	rødt eller gul-oransje fast stoff
Kaliumoksid	K2O	fargeløst eller blekgult stoff
Natriumoksid	Na2O	stoff som består av fargeløse krystaller
Litiumoksid	Li2O	et stoff som består av fargeløse krystaller som har en kubisk gitterstruktur

Ikke-saltdannende (ligegyldige, likegyldige) oksider CO, SiO, N 2 0, NO.

Saltdannende oksider:

Grunnleggende. Oksider hvis hydrater er baser. Metalloksider med oksidasjonstilstander +1 og +2 (sjeldnere +3). Eksempler: Na 2 O - natriumoksid, CaO - kalsiumoksid, CuO - kobber (II) oksid, CoO - kobolt (II) oksid, Bi 2 O 3 - vismut (III) oksid, Mn 2 O 3 - mangan (III) oksid).

Amfoterisk. Oksider hvis hydrater er amfotere hydroksyder. Metalloksider med oksidasjonstilstander +3 og +4 (sjeldnere +2). Eksempler: Al 2 O 3 - aluminiumoksid, Cr 2 O 3 - krom (III) oksid, SnO 2 - tinn (IV) oksid, MnO 2 - mangan (IV) oksid, ZnO - sink oksid, BeO - beryllium oksid.

Syrlig. Oksider hvis hydrater er oksygenholdige syrer. Ikke-metalloksider. Eksempler: P 2 O 3 - fosfor (III) oksid, CO 2 - karbon oksid (IV), N 2 O 5 - nitrogen oksid (V), SO 3 - svovel oksid (VI), Cl 2 O 7 - klor oksid ( VII). Metalloksider med oksidasjonstilstander +5, +6 og +7. Eksempler: Sb 2 O 5 - antimon (V) oksid. CrOz - krom (VI) oksid, MnOz - mangan (VI) oksid, Mn 2 O 7 - mangan (VII) oksid.

Endring i oksidenes natur med økende oksidasjonstilstand av metallet

Fysiske egenskaper

Oksider er faste, flytende og gassformige, av forskjellige farger. For eksempel: kobber(II)oksid CuO er svart, kalsiumoksid CaO er hvitt - faste stoffer. Svoveloksid (VI) SO 3 er en fargeløs flyktig væske, og karbonmonoksid (IV) CO 2 er en fargeløs gass under vanlige forhold.

Fysisk tilstand

CaO, CuO, Li 2 O og andre basiske oksider; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 og andre amfotere oksider; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 og andre sure oksider.

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

Gass:

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

Løselighet i vann

Løselig:

a) basiske oksider av alkali- og jordalkalimetaller;

b) nesten alle sure oksider (unntak: SiO 2).

Uløselig:

a) alle andre basiske oksider;

b) alle amfotere oksider

Kjemiske egenskaper

1. Syre-base egenskaper

Vanlige egenskaper til basiske, sure og amfotere oksider er syre-base-interaksjoner, som er illustrert av følgende diagram:

(kun for oksider av alkali- og jordalkalimetaller) (unntatt SiO 2).

Amfotere oksider, som har egenskapene til både basiske og sure oksider, samhandler med sterke syrer og alkalier:

2. Redoksegenskaper

Hvis et element har en variabel oksidasjonstilstand (s.o.), så har dets oksider med lav s. O. kan utvise reduserende egenskaper, og oksider med høy c. O. - oksidativt.

Eksempler på reaksjoner der oksider fungerer som reduksjonsmidler:

Oksidasjon av oksider med lav c. O. til oksider med høy c. O. elementer.

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

2S +4 O 2 + O 2 = 2S + 6 O 3

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

Karbon (II) monoksid reduserer metaller fra deres oksider og hydrogen fra vann.

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

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

Eksempler på reaksjoner der oksider fungerer som oksidasjonsmidler:

Reduksjon av oksider med høy o. elementer til oksider med lav c. O. eller til enkle stoffer.

C + 4 O 2 + C = 2 C + 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 + 2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Bruk av oksider av lavaktive metaller for oksidasjon av organiske stoffer.

Noen oksider der grunnstoffet har en mellomliggende c. o., i stand til disproporsjonering;

For eksempel:

2NO 2 + 2 NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Metoder for å skaffe

1. Samspill mellom enkle stoffer - metaller og ikke-metaller - med oksygen:

4Li + O2 = 2Li20;

2Cu + O2 = 2CuO;

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

2. Dehydrering av uløselige baser, amfotere hydroksyder og noen 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. Dekomponering av noen salter:

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. Oksidasjon komplekse stoffer oksygen:

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

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

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

5. Reduksjon av oksiderende syrer med metaller og ikke-metaller:

Cu + H 2 SO 4 (kons.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (kons.) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

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

6. Interomdannelser av oksider under redoksreaksjoner (se redoksegenskaper til oksider).

1. Metall + Ikke-metall. Inerte gasser kommer ikke inn i denne interaksjonen. Jo høyere elektronegativiteten til et ikke-metall, jo mer et stort antall metaller vil den reagere. For eksempel reagerer fluor med alle metaller, og hydrogen bare med aktive. Jo lenger til venstre et metall er i metallaktivitetsserien, jo flere ikke-metaller kan det reagere med. For eksempel reagerer gull bare med fluor, litium - med alle ikke-metaller.

2. Ikke-metall + ikke-metall. I dette tilfellet virker jo mer elektronegativt ikke-metall som et oksidasjonsmiddel, og jo mindre elektronegativt fungerer som et reduksjonsmiddel. Ikke-metaller med lignende elektronegativitet samhandler dårlig med hverandre, for eksempel er samspillet mellom fosfor og hydrogen og silisium med hydrogen praktisk talt umulig, siden likevekten til disse reaksjonene forskyves mot dannelsen av enkle stoffer. Helium, neon og argon reagerer ikke med ikke-metaller; andre inerte gasser kan reagere med fluor under tøffe forhold.
Oksygen interagerer ikke med klor, brom og jod. Oksygen kan reagere med fluor ved lave temperaturer.

3. Metall + syreoksid. Metallet reduserer ikke-metallet fra oksidet. Det overskytende metallet kan deretter reagere med det resulterende ikke-metallet. For eksempel:

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

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

4. Metall + syre. Metaller som ligger i spenningsserien til venstre for hydrogen reagerer med syrer for å frigjøre hydrogen.

Unntaket er oksiderende syrer (konsentrert svovel og eventuell salpetersyre), som kan reagere med metaller som er i spenningsserien til høyre for hydrogen i reaksjonene, hydrogen frigjøres ikke, men vann og syreduksjonsproduktet oppnås.

Det er nødvendig å ta hensyn til det faktum at når et metall reagerer med et overskudd av en polybasisk syre, kan et syresalt oppnås: Mg +2 H3P04 = Mg (H2P04)2 + H2.

Hvis produktet av interaksjonen mellom en syre og et metall er et uløselig salt, passiveres metallet, siden overflaten av metallet er beskyttet av det uløselige saltet fra syrens virkning. For eksempel effekten av fortynnet svovelsyre på bly, barium eller kalsium.

5. Metall + salt. I løsning Denne reaksjonen involverer metaller som er i spenningsserien til høyre for magnesium, inkludert magnesium selv, men til venstre for metallsaltet. Hvis metallet er mer aktivt enn magnesium, reagerer det ikke med salt, men med vann for å danne et alkali, som deretter reagerer med salt. I dette tilfellet må det opprinnelige saltet og det resulterende saltet være løselig. Det uløselige produktet passiviserer metallet.

Det er imidlertid unntak fra denne regelen:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2. Siden jern har en mellomliggende oksidasjonstilstand, reduseres saltet i den høyeste oksidasjonstilstanden lett til et salt i middels oksidasjonstilstand, og oksiderer enda mindre aktive metaller.

I smelteren rekke metallspenninger er ikke effektive. Å bestemme om en reaksjon mellom et salt og et metall er mulig kan bare gjøres ved hjelp av termodynamiske beregninger. For eksempel kan natrium fortrenge kalium fra en kaliumkloridsmelte, siden kalium er mer flyktig: Na + KCl = NaCl + K (denne reaksjonen bestemmes av entropifaktoren). På den annen side ble aluminium oppnådd ved fortrengning fra natriumklorid: 3 Na + AlCl3 = 3 NaCl + Al . Denne prosessen er eksoterm og bestemmes av entalpifaktoren.

Det er mulig at saltet brytes ned når det varmes opp, og produktene av dets nedbrytning kan reagere med metallet, for eksempel aluminiumnitrat og jern. Aluminiumnitrat brytes ned når det varmes opp til aluminiumoksid, nitrogenoksid ( IV ) og oksygen, oksygen og nitrogenoksid vil oksidere jern:

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

6. Metall + basisk oksid. Akkurat som i smeltede salter, bestemmes muligheten for disse reaksjonene termodynamisk. Aluminium, magnesium og natrium brukes ofte som reduksjonsmidler. For eksempel: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe eksoterm reaksjon, entalpifaktor);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (flyktig rubidium, entalpifaktor).

8. Ikke-metall + base. Som regel skjer reaksjonen mellom et ikke-metall og et alkali Ikke alle ikke-metaller kan reagere med alkalier: du må huske at halogener (på forskjellige måter avhengig av temperatur), svovel (ved oppvarming), silisium, fosfor. gå inn i denne interaksjonen.

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

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

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-metall – reduksjonsmiddel (hydrogen, karbon):

CO2 + C = 2CO;

2N02 + 4H2 = 4H20 + N2;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Hvis det resulterende ikke-metallet kan reagere med metallet som brukes som reduksjonsmiddel, vil reaksjonen gå videre (med et overskudd av karbon) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si C

2) ikke-metall - oksidasjonsmiddel (oksygen, 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 oksid + basisk oksid . Reaksjonen skjer hvis det resulterende saltet eksisterer i prinsippet. For eksempel kan aluminiumoksid reagere med svovelsyreanhydrid for å danne aluminiumsulfat, men kan ikke reagere med karbondioksid fordi det tilsvarende saltet ikke eksisterer.

11. Vann + basisk oksid . Reaksjonen er mulig hvis det dannes et alkali, det vil si en løselig base (eller svakt løselig, når det gjelder kalsium). Hvis basen er uløselig eller svakt løselig, skjer den omvendte reaksjonen av dekomponering av basen til oksid og vann.

12. Basisk oksid + syre . Reaksjonen er mulig hvis det resulterende saltet eksisterer. Hvis det resulterende saltet er uløselig, kan reaksjonen passiveres på grunn av blokkering av syretilgangen til oksidoverflaten. Ved overskudd av polybasisk syre er dannelsen av et surt salt mulig.

13. Syreoksid + base. Vanligvis skjer reaksjonen mellom et alkali og et surt oksid. Hvis et syreoksid tilsvarer en flerbasisk syre, kan et surt salt oppnås: CO 2 + KOH = KHCO 3.

Sure oksider, tilsvarende sterke syrer, kan også reagere med uløselige baser.

Noen ganger reagerer oksider som tilsvarer svake syrer med uløselige baser, noe som kan resultere i et gjennomsnittlig eller basisk salt (vanligvis mindre løselig substans): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. Syreoksid + salt. Reaksjonen kan skje i en smelte eller i løsning. I smelten fortrenger jo mindre flyktig oksid jo mer flyktig oksid fra saltet. I løsning fortrenger oksidet som tilsvarer den sterkere syren oksidet som tilsvarer den svakere syren. For eksempel Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , i foroverretningen skjer denne reaksjonen i smelten, karbondioksid er mer flyktig enn silisiumoksid; i motsatt retning skjer reaksjonen i løsning, karbonsyre er sterkere enn kiselsyre, og silisiumoksid utfelles.

Det er mulig å kombinere et surt oksid med sitt eget salt, for eksempel kan dikromat oppnås fra kromat, og disulfat fra sulfat, og disulfitt fra sulfitt:

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

For å gjøre dette må du ta et krystallinsk salt og rent oksid, eller en mettet saltløsning og et overskudd av surt oksid.

I løsning kan salter reagere med sine egne syreoksider for å danne sure salter: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Vann + syreoksid . Reaksjonen er mulig hvis det dannes en løselig eller svakt løselig syre. Hvis syren er uløselig eller svakt løselig, oppstår en omvendt reaksjon, nedbrytning av syren til oksid og vann. For eksempel er svovelsyre preget av en reaksjon av produksjon fra oksid og vann, nedbrytningsreaksjonen skjer praktisk talt ikke, kiselsyre kan ikke oppnås fra vann og oksid, men den brytes lett ned til disse komponentene, men karbon og svovelsyrling kan delta i både direkte og omvendte reaksjoner.

16. Base + syre. En reaksjon oppstår hvis minst en av reaktantene er løselig. Avhengig av forholdet mellom reagensene, kan medium, sure og basiske salter oppnås.

17. Base + salt. Reaksjonen skjer hvis begge utgangsstoffene er løselige, og minst én ikke-elektrolytt eller svak elektrolytt (bunnfall, gass, vann) oppnås som et produkt.

18. Salt + syre. Som regel oppstår en reaksjon hvis begge utgangsstoffene er løselige, og minst en ikke-elektrolytt eller svak elektrolytt (bunnfall, gass, vann) oppnås som et produkt.

En sterk syre kan reagere med uløselige salter av svake syrer (karbonater, sulfider, sulfitter, nitritter), og et gassformig produkt frigjøres.

Reaksjoner mellom konsentrerte syrer og krystallinske salter er mulig hvis dette resulterer i en mer flyktig syre: for eksempel kan hydrogenklorid oppnås ved innvirkning av konsentrert svovelsyre på krystallinsk natriumklorid, hydrogenbromid og hydrogenjodid - ved innvirkning av ortofosforsyre på de tilsvarende salter . Du kan handle med en syre på ditt eget salt for å produsere et surt salt, for eksempel: BaSO4 + H2SO4 = Ba (HS04)2.

19. Salt + salt.Som regel oppstår en reaksjon hvis begge utgangsstoffene er løselige, og minst én ikke-elektrolytt eller svak elektrolytt oppnås som produkt.

1) salt finnes ikke pga irreversibelt hydrolyseres . Dette er de fleste karbonater, sulfitter, sulfider, silikater av treverdige metaller, samt noen salter av toverdige metaller og ammonium. Treverdige metallsalter hydrolyseres til tilsvarende base og syre, og toverdige metallsalter hydrolyseres til mindre løselige basiske salter.

La oss se på eksempler:

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

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H20 = 2Fe(OH)3+3 H2CO3

H 2 CO 3 brytes ned til vann og karbondioksid, vannet i venstre og høyre del reduseres og resultatet er: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Hvis vi nå kombinerer (1) og (2) ligninger og reduserer jernkarbonat, får vi en total ligning som gjenspeiler interaksjonen av jern(III)klorid ( III ) og natriumkarbonat: 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 + Na 2 SO 4 (1)

Det understrekede saltet eksisterer ikke på grunn av irreversibel hydrolyse:

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

Hvis vi nå kombinerer (1) og (2) ligninger og reduserer kobberkarbonat, får vi en total ligning som gjenspeiler interaksjonen av sulfat ( II ) og natriumkarbonat:

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