Chemické vlastnosti oxidov a hydroxidov nekovov. Oxidy nekovov a zloženie kovov a. Reakcie zlúčenín zahŕňajú reakciu
Účel lekcie:
Vzdelávacie:
prehĺbiť, systematizovať, zovšeobecniť vedomosti študentov o oxidoch, spôsoboch ich prípravy, vlastnostiach a oblastiach použitia,
vlastnosti a oblasti použitia, precvičiť študentov pri plnení úloh jednotnej štátnej skúšky z chémie na túto tému,
Vzdelávacie:
rozvíjať logické myslenie žiakov,
rozvíjať schopnosť analyzovať, zovšeobecňovať, vyvodzovať závery,
rozvíjať správne a konzistentné vyjadrovanie svojich myšlienok,
Vzdelávacie:
vytvorenie pohodlnej prítomnosti na lekcii,
pestovanie estetického postoja k predmetu,
výchova k obrane vlastného stanoviska a jeho podporenie existujúcimi alebo získanými vedomosťami
Vybavenie: Tabuľka „Oxidy“, PC s mediálnym projektorom, zbierka „Minerály“, letáky – karty úloh;
laboratórne vybavenie: liehová lampa, zápalky, držiak na skúmavky, lyžica na horiace látky; látky: medený drôt, etanol.
Počas vyučovania
I. Organizačný moment.
Dnes sa v lekcii pozrieme na vlastnosti, klasifikáciu, fyzikálne a Chemické vlastnosti oxidy
II. Štúdium hlavného obsahu:
1) Vyjadrenie témy a účelu hodiny.
Dnes sa v lekcii pozrieme na vlastnosti, klasifikáciu, fyzikálne a chemické vlastnosti oxidov
1. Frontálny prieskum študentov na nasledujúce otázky:
- Látky sa delia na jednoduché a zložité, uveďte ich rozdiely?
- Vymenujte triedy anorganických zlúčenín.
- Definujte pojem „oxidy“.
- Vymenuj druhy oxidov.
- Uveďte definície pojmov zásadité, kyslé, amfotérne oxidy.
2. Klasifikácia oxidov
Klasifikácia oxidov
Oxidy sa delia na soľotvorné a nesolnotvorné.
Oxidy tvoriace soli sú tie, ktoré sú schopné tvoriť soli v dôsledku chemických reakcií.
Definujte pojem „soľ“.
Oxidy, ktoré netvoria soli, túto schopnosť nemajú. Príklady oxidov netvoriacich soli zahŕňajú nasledujúce látky: CO, N 2
O, NIE.
Oxidy tvoriace soli sa zasa delia na zásadité, kyslé a amfotérne.
Aké oxidy sa považujú za zásadité?
Zásadité oxidy sú také oxidy, ktoré majú zásady ako hydráty (produkty pridania vody).
Napríklad: Zásadité oxidy Zodpovedajúca forma hydrátu (základ)
Na 2
O → NaOH
BaO → BaOH
CaO→CaOH
Definujte pojem „nadácia“.
Aké prvky tvoria zásadité oxidy?
Zásadité oxidy tvoria kovy, keď vykazujú nízku mocnosť (zvyčajne I alebo II).
Oxidy kovov ako Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba interagujú s vodou za vzniku vo vode rozpustných zásad - alkálií. Ostatné zásadité oxidy neinteragujú priamo s vodou a ich zodpovedajúce zásady sa získavajú zo solí (nepriamo).
Ktoré oxidy sú klasifikované ako kyslé?
Kyslé oxidy sú tie oxidy, ktoré majú kyseliny ako hydráty. Kyslé oxidy sa tiež nazývajú anhydridy kyselín.
Napríklad: oxidy kyselín zodpovedajúca hydrátovej forme (kyselina)
SO3 -> H2S04
P203 -> H3PO4
CrO3 → H2CrO4
Definujte pojem „kyseliny“
Aké prvky tvoria oxidy kyselín?
Kyslé oxidy tvoria nekovy a kovy, keď vykazujú vysokú mocnosť. Napríklad oxid mangánu (VII) je kyslý oxid, pretože kyselina HMnO mu zodpovedá ako hydrát 4 a je to oxid kovu s vysokou valenciou.
Väčšina kyslých oxidov môže reagovať priamo s vodou za vzniku kyselín.
Napríklad: CrO3 + H20 → H2CrO4
P203 + H20 → H3PO4
S03 + H20 -> H2S04
Niektoré oxidy neinteragujú priamo s vodou. Oxidy tohto typu sa môžu získať z kyselín. Napríklad:
H2Si03 → Si02 + H2 O (teplota)
Oxidy SO2 a CO2 S vodou reagujem reverzibilne: CO 2 + H 2 O ↔ H 2 CO 3
SO 2 + H 2 O ↔ H 2 SO 3
To potvrdzuje názvy kyslých oxidov - anhydridov, to znamená „neobsahujúce vodu“.
Vymenujte vlastnosti amfotérnych oxidov.
Amfotérne oxidy sú oxidy, ktoré v závislosti od podmienok vykazujú vlastnosti zásaditých (v kyslom prostredí) aj kyslých (v alkalickom prostredí) oxidov.
Aké prvky tvoria amfotérne oxidy?
Amfotérne oxidy zahŕňajú iba oxidy určitých kovov.
Napríklad: BeO, Al 2 O 3, PbO, SnO, ZnO, PbO 2, SnO 2, Cr 2 O 3
PbO + 2HN03 -> Pb(N03)2 + H20
a) V kyslom prostredí PbO (oxid olovnatý) vykazuje vlastnosti zásaditého oxidu
b) v alkalickom prostredí PbO vykazuje vlastnosti kyslého oxidu.
T
PbO + 2NaOH sól → Na2PbO2 + H20
Amfotérne oxidy neinteragujú priamo s vodou, preto sa ich hydrátové formy získavajú nepriamo - zo solí. Nesolitvorné (indiferentné) oxidy sú malou skupinou oxidov, ktoré nevstupujú do chemických reakcií za vzniku solí. Patria sem: CO, N 20, NO, Si02.
2. Získavanie oxidov.
Vymenujte spôsoby výroby oxidov
1) oxidácia kovov: 2Cu + O 2
= 2 CuO
čierny povlak oxidu medi (II).
Demonštračný pokus - oxidácia medi kyslíkom v plameni liehovej lampy
2) oxidácia nekovov: C + O 2 = C02
oxid uhoľnatý
3) rozklad kyselín: H 2S04 = S02 + H2 O
oxid sírový
4) rozklad solí: CaCO 3 = CaO + C02
oxid vápenatý (II).
5) rozklad zásad: Fe(OH) 2 = FeO + H2 O
oxid železitý
7) spaľovanie zložitých látok: C 2H50H + 302 -> 2C02 + 3H2 O
Demonštračná skúsenosť - spaľovanie C 2 H 5 OH (etanol) v lyžičke na horiace látky
3. Chemické vlastnosti oxidov.
1) Zásadité oxidy.
a) interakcia s kyselinami: BaO + 2HCl = BaCl2 + H2O
oxid bárnatý
b) interakcia s vodou: MgO + H 20 = Mg(OH)2
Oxid horečnatý (II).
c) interakcia s oxidom kys.: CaO + CO 2 = CaC03
oxid vápenatý (II).
d) interakcia s amfotérnym oxidom: Na 20 + ZnO = Na2Zn02
zinočnan sodný
2) Kyslé oxidy.
a) interakcia s vodou: SO 3 + H20 = H2S04
oxid sírový
b) interakcia so zásadou: Ca(OH) 2 + C02 = CaC03 + H2 O
hydroxid vápenatý (II).
c) interakcia s hlavným oxidom: CO 2 + CaO = CaC03
uhličitan vápenatý
3) Amfotérne oxidy.
a) interakcia s kyselinami: ZnO + 2HCl = ZnCl 2
+H20
chlorid zinočnatý
b) interakcia so zásadami: ZnO + 2NaOH = Na 2 Zn02 + H2 O
hydroxid sodný
4. Aplikácia oxidov:
Študentské správy:
Fe203 – oxid železitý – tmavočervený – hematit alebo červená železná ruda – na výrobu farieb.
Fe 3 O 4 – oxid železitý (II, III) – minerál magnetit alebo magnetická železná ruda, dobrý vodič elektriny – na výrobu a výrobu elektród.
CaO – oxid vápenatý – prášok biely– „nehasené vápno“, používané v stavebníctve.
Al 203 – oxid hlinitý (III) – minerál tvrdý korund – ako leštiaci prostriedok.
SO 2
- oxid sírový (IV) alebo oxid siričitý - bezfarebný plyn, ktorý má dusivý zápach, zabíja mikroorganizmy, plesne - fumiguje pivnice, pivnice, pri preprave a skladovaní ovocia a bobúľ.
CO 2
- oxid uhoľnatý (IV), oxid uhličitý. Pevný oxid uhoľnatý - suchý ľad. Na výrobu sódy, cukru, sýtených nápojov, v tekutej forme v hasiacich prístrojoch.
SiO 2
– oxid kremičitý (IV) je v prírode pevná, žiaruvzdorná látka v dvoch formách:
1) kryštalický kremeň - vo forme minerálu kremeň a jeho odrôd: horský krištáľ, chalcedón, achát, jaspis, pazúrik - používa sa v silikátovom priemysle a stavebníctve.
2) amorfný oxid kremičitý SiO 2∙ nH 2 O – opálový minerál.
Zlúčeniny oxidu kremičitého sa používajú v šperkoch, chemickom skle a kremenných lampách.
Na výrobu farebných skiel sa používajú tieto oxidy:
Co 2 O 3 – modrá farba, Cr 2 O 3 – zelená farba, MnO 2
-ružová farba.
5. Konsolidácia. Vykonanie testu. (Príloha č. 1)
IV. Domáca úloha:
1I.I. Novoshinsky, N.S. Novoshinskaya „Chémia“ (základná úroveň), kapitola VI, §22
2. Doplňte rovnice chemických reakcií, pomenujte látky:
a) P + O2 →
b) Al + O2 →
c) H2S04 + Fe203 →
d) BaO + HCl →
e) C 2H4+02->
V. Zapínanie:
Pre otázky týkajúce sa hlavného obsahu:
1. Hlavné spôsoby získavania oxidov.
2. Chemické vlastnosti:
- zásadité oxidy;
- kyslé oxidy;
- amfotérne oxidy.
3. Oblasti použitia oxidov.
Príloha č.1.
Možnosť 1.
1. Oxid sírový (VI) reaguje s každou z dvoch látok:
1) voda a kyselina chlorovodíková
2) kyslík a oxid horečnatý
3) voda a meď
4) oxid vápenatý a hydroxid sodný
Odpoveď: 4, pretože oxid sírový (VI) je kyslý, interaguje szásady, zásadité oxidy, voda.
2. Oxid uhoľnatý (IV) reaguje s každou z dvoch látok:
1) hydroxid sodný a oxid vápenatý
2) oxid vápenatý a oxid sírový (IV)
3) kyslík a voda
4) chlorid sodný a oxid dusnatý (IV)
Odpoveď: 1, pretože oxid uhoľnatý (IV) je kyslý, interaguje szásady, zásadité oxidy, voda.
3. Oxid sírový (IV) reaguje s
1) C02 2) H20 3) Na2S04 4) HC1
odpoveď: 2. pretože oxid sírový (IV) – kyslý, interaguje so zásadami, zásadité oxidy, voda.
4. Vzorce kyslých, zásaditých, amfotérnych oxidov, resp
1) MnO 2, CO 2, Al 2 O 3 2) CaO, SO 2, BeO 3) Mn 2 O 7, CaO, ZnO 4) MnO, CuO, CO 2
Odpoveď: 3, pretože Mn207 – kyslé, CaO - zásadité, ZnO - amfotérne
5. Schopnosť vzájomnej interakcie
1) Si02 a H202) CO2 a H2S04 3) CO2 a Ca(OH)24) Na20 a Ca(OH)2
Odpoveď: 3, CO 2 - kyslý oxid, Ca(OH) 2 -zásada, kyslé oxidy interagujú so zásadami
6. Nereaguje s vodou ani roztokom hydroxidu sodného
1) SiO 2 2) SO 3 3) BaO 4) NO
Odpoveď: 4, pretože ŽIADNE nesoľotvorné
7. Reaguje s kyselina chlorovodíková, ale nie s vodou, oxidom
1) SiO 2 2) N 2 O 3 3) Na 2 O 4) Fe 2 Oz
Odpoveď: 4, pretože Fe 2 Oz je amfotérny oxid s vysokou prevahou zásaditých vlastností, interaguje s kyselinami, nereaguje s vodou (Fe(OH)3 - nerozpustný vo vode).
8. Amfotérny charakter oxidu olovnatého potvrdzuje jeho schopnosť
1) rozpustiť v kyselinách
2) byť redukovaný vodíkom
3) reagovať s oxidom vápenatým
4) interagujú s kyselinami aj zásadami
Odpoveď: 4; pretože amfotérne oxidy môžu reagovať s kyselinami aj zásadami
9. Sú nasledujúce úsudky o vlastnostiach oxidov hliníka a chrómu (III) správne?
A. Tieto oxidy vykazujú amfotérne vlastnosti.
B. V dôsledku interakcie týchto oxidov s vodou sa získajú hydroxidy.
1) iba A je správne
2) iba B je správne
3) oba rozsudky sú správne
4) oba rozsudky sú nesprávne
Odpoveď: 1, pretože oxidy hliníka a chrómu (III) vykazujú amfotérne vlastnosti
10. Interagujte navzájom
1) CuO a FeO 2) CO 2 a BaO 3) P 2 O 5 a NO 4) CrO 3 a SO 3
Odpoveď: 2, pretože CO 2 - kyslé a BaO - zásadité
Charakteristické chemické vlastnosti: oxidy: zásadité, amfotérne, kyslé.
Možnosť 2.
1. Reakcia je možná medzi
1) H20 a A1203 2) CO a CaO 3) P203 a SO2 4) H20 a BaO
Odpoveď: 4, pretože BaO je zásaditý oxid, ktorý reaguje s vodou.
2. Oxid reaguje s roztokom hydroxidu sodného aj s kyselinou chlorovodíkovou
1) SiO 2 2) Al 2 O 3 3) CO 2 4) MgO
Odpoveď: 2; pretože Amfotérne oxidy, Al, môžu interagovať s alkáliami a kyselinami 203 - amfotérny oxid.
3. Reakcia je možná medzi
1) BaO a NH3 2) A1203 a H203) P205 a HC1 4) MgO a SO3
Odpoveď: 4; pretože MgO je hlavný oxid a SO 3 - kyslý oxid.
4. Oxid sodný nereaguje s
1) H 2 O 2) CO 2 3) CaO 4) A1 2 O 3
Odpoveď: 3; pretože zásaditý oxid sodný a zásaditý CaO.
5. Oxid uhoľnatý (IV) reaguje s každou z dvoch látok:
1) voda a oxid vápenatý
2) kyslík a voda
3) síran draselný a hydroxid sodný
4) oxid kremičitý (IV) a vodík
Odpoveď: 1; pretože oxid uhoľnatý (IV) je kyslý, reaguje s vodou, zásadami, zásaditými oxidmi. Oxid vápenatý – zásaditý
6. Hlavné vlastnosti sú najvýraznejšie v oxide, ktorého vzorec je
1) Fe 2 O 3 2) FeO 3) Cr 2 O 3 4) CrO 3
Odpoveď: 2; pretože Fe203 a Cr203 – amfotérne a CrO 3 – kyslé.
7. Ktoré z týchto dvoch oxidov môžu vzájomne pôsobiť?
1) CaO a CrO 2) CaO a NO 3) K 20 a C02 4) Si02 a S02
Odpoveď: 3; pretože K20 je zásaditý a CO2 - kyslý oxid
8. Oxid fosforečný (V).
1) nevykazuje acidobázické vlastnosti
2) vykazuje len základné vlastnosti
3) vykazuje iba kyslé vlastnosti
4) má zásadité aj kyslé vlastnosti
Odpoveď: 3; pretože Oxid fosforečný (V) je kyslý.
9. Interagujte navzájom
1) SO3 a A12Oz 2) CO a BaO 3) P205 a SCl4 4) BaO a SO2
Odpoveď: 1; pretože TAK 3 - kyslý oxid a A1 2 O z - amfotérne.
10. Sú nasledujúce tvrdenia o oxidoch zinku a hliníka pravdivé?
A. V dôsledku interakcie týchto oxidov s vodou sa získajú hydroxidy.
B. Tieto oxidy reagujú s kyselinami aj zásadami.
1) iba A je pravdivé
2) iba B je správne
3) oba rozsudky sú správne
4) oba rozsudky sú nesprávne
Odpoveď: 2; pretože Oxidy zinku a hliníka sú amfotérne.
1. Kov + Nekov. Inertné plyny nevstupujú do tejto interakcie. Čím vyššia je elektronegativita nekovu, tým viac Vysoké číslo kovy bude reagovať. Napríklad fluór reaguje so všetkými kovmi a vodík iba s aktívnymi. Čím ďalej vľavo je kov v rade aktivity kovu, tým viac nekovov môže reagovať. Napríklad zlato reaguje iba s fluórom, lítiom - so všetkými nekovmi.
2. Nekov + nekov.
V tomto prípade elektronegatívny nekov pôsobí ako oxidačné činidlo a menej elektronegatívny nekov pôsobí ako redukčné činidlo. Nekovy s podobnou elektronegativitou navzájom zle interagujú, napríklad interakcia fosforu s vodíkom a kremíka s vodíkom je prakticky nemožná, pretože rovnováha týchto reakcií je posunutá smerom k tvorbe jednoduchých látok. Hélium, neón a argón nereagujú s nekovmi, iné inertné plyny môžu reagovať s fluórom v drsných podmienkach.
Kyslík neinteraguje s chlórom, brómom a jódom. Kyslík môže reagovať s fluórom pri nízkych teplotách.
3. Kov + kyslý oxid. Kov redukuje nekov z oxidu. Prebytočný kov potom môže reagovať s výsledným nekovom. Napríklad:
2 Mg + Si02 = 2 MgO + Si (s nedostatkom horčíka)
2 Mg + Si02 = 2 MgO + Mg2Si (s nadbytkom horčíka)
4. Kov + kyselina. Kovy nachádzajúce sa v sérii napätia naľavo od vodíka reagujú s kyselinami a uvoľňujú vodík.
Výnimkou sú oxidujúce kyseliny (koncentrovaná síra a akákoľvek kyselina dusičná), ktoré môžu reagovať s kovmi, ktoré sú v reakciách v napäťovej sérii vpravo od vodíka, vodík sa neuvoľňuje, ale získava sa voda a produkt redukcie kyseliny;
Je potrebné venovať pozornosť skutočnosti, že keď kov reaguje s nadbytkom viacsýtnej kyseliny, možno získať kyslú soľ: Mg +2 H3P04 = Mg (H2P04)2 + H2.
Ak je produktom interakcie medzi kyselinou a kovom nerozpustná soľ, potom je kov pasivovaný, pretože povrch kovu je chránený nerozpustnou soľou pred pôsobením kyseliny. Napríklad vplyv zriedenej kyseliny sírovej na olovo, bárium či vápnik.
5. Kov + soľ. V riešení Táto reakcia zahŕňa kovy, ktoré sú v sérii napätia napravo od horčíka, vrátane samotného horčíka, ale naľavo od soli kovu. Ak je kov aktívnejší ako horčík, potom nereaguje so soľou, ale s vodou za vzniku alkálie, ktorá následne reaguje so soľou. V tomto prípade musí byť pôvodná soľ a výsledná soľ rozpustná. Nerozpustný produkt pasivuje kov.
Z tohto pravidla však existujú výnimky:
2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Keďže železo má stredný oxidačný stav, jeho soľ v najvyššom oxidačnom stupni sa ľahko redukuje na soľ v strednom oxidačnom stupni, pričom oxiduje aj menej aktívne kovy.
V tavenináchmnožstvo kovových napätí nie je účinných. Určenie, či je možná reakcia medzi soľou a kovom, je možné vykonať iba pomocou termodynamických výpočtov. Napríklad sodík môže vytesniť draslík z taveniny chloridu draselného, pretože draslík je prchavejší: Na + KCl = NaCl + K (táto reakcia je určená faktorom entropie). Na druhej strane sa hliník získal vytesnením z chloridu sodného: 3 Na + AlCl3 = 3 NaCl + Al . Tento proces je exotermický a je určený faktorom entalpie.
Je možné, že soľ sa pri zahrievaní rozkladá a produkty jej rozkladu môžu reagovať s kovom, napríklad s dusičnanom hlinitým a železom. Dusičnan hlinitý sa pri zahrievaní rozkladá na oxid hlinitý, oxid dusnatý ( IV ) a kyslík, kyslík a oxid dusnatý oxidujú železo:
10Fe + 2Al(NO3)3 = 5Fe203 + Al203 + 3N2
6. Kov + zásaditý oxid. Rovnako ako v roztavených soliach sa možnosť týchto reakcií určuje termodynamicky. Ako redukčné činidlá sa často používajú hliník, horčík a sodík. Napríklad: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe exotermická reakcia, faktor entalpie);2 Al + 3 Rb20 = 6 Rb + Al203 (prchavé rubídium, faktor entalpie).
8. Nekovová + základňa. Spravidla dochádza k reakcii medzi nekovom a zásadou Nie všetky nekovy môžu reagovať s zásadami: musíte si uvedomiť, že halogény (rôznymi spôsobmi v závislosti od teploty), síra (pri zahrievaní), kremík, fosfor. vstúpiť do tejto interakcie.
KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (v chlade)
6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H20 (v horúcom roztoku)
6KOH + 3S = K2S03 + 2K2S + 3H20
2KOH + Si + H20 = K2Si03 + 2H2
3KOH + 4P + 3H20 = PH3 + 3KPH202
1) nekovové – redukčné činidlo (vodík, uhlík):
C02+ C = 2CO;
2N02 + 4H2 = 4H20 + N2;
Si02 + C = C02 + Si. Ak výsledný nekov môže reagovať s kovom použitým ako redukčné činidlo, reakcia bude pokračovať (s nadbytkom uhlíka) Si02 + 2 C = C02 + Si C
2) nekovové – oxidačné činidlo (kyslík, ozón, halogény):
2С O + O2 = 2СО 2.
CO + Cl2 = COCl2.
2NO + O2 = 2 N02.
10. Kyslý oxid + zásaditý oxid . Reakcia nastáva, ak výsledná soľ v zásade existuje. Napríklad oxid hlinitý môže reagovať s anhydridom kyseliny sírovej za vzniku síranu hlinitého, ale nemôže reagovať s oxidom uhličitým, pretože zodpovedajúca soľ neexistuje.
11. Voda + zásaditý oxid . Reakcia je možná, ak sa vytvorí zásada, to znamená rozpustná zásada (alebo slabo rozpustná v prípade vápnika). Ak je zásada nerozpustná alebo málo rozpustná, dochádza k reverznej reakcii rozkladu zásady na oxid a vodu.
12. Zásaditý oxid + kys . Reakcia je možná, ak existuje výsledná soľ. Ak je výsledná soľ nerozpustná, reakcia môže byť pasivovaná v dôsledku blokovania prístupu kyseliny k povrchu oxidu. V prípade prebytku viacsýtnej kyseliny je možná tvorba kyslej soli.
13. Oxid kyseliny + základňa. Reakcia zvyčajne prebieha medzi alkalickým a kyslým oxidom. Ak kyslý oxid zodpovedá viacsýtnej kyseline, možno získať kyslú soľ: C02 + KOH = KHC03.
Kyslé oxidy, zodpovedajúce silným kyselinám, môžu reagovať aj s nerozpustnými zásadami.
Niekedy oxidy zodpovedajúce slabým kyselinám reagujú s nerozpustnými zásadami, čo môže viesť k strednej alebo zásaditej soli (spravidla sa získa menej rozpustná látka): 2 Mg (OH)2 + C02 = (MgOH)2C03 + H20.
14. Oxid kyseliny + soľ. Reakcia môže prebiehať v tavenine alebo v roztoku. V tavenine menej prchavý oxid vytláča prchavejší oxid zo soli. V roztoku oxid zodpovedajúci silnejšej kyseline vytláča oxid zodpovedajúci slabšej kyseline. Napríklad, Na2C03 + Si02 = Na2Si03 + C02 v smere dopredu táto reakcia prebieha v tavenine, oxid uhličitý je prchavejší ako oxid kremičitý; v opačnom smere prebieha reakcia v roztoku, kyselina uhličitá je silnejšia ako kyselina kremičitá a zráža sa oxid kremičitý.
Je možné kombinovať kyslý oxid s vlastnou soľou, napríklad dichróman je možné získať z chrómanu a disulfát zo síranu a disulfit zo siričitanu:
Na2S03 + S02 = Na2S205
Aby ste to urobili, musíte si vziať kryštalickú soľ a čistý oxid alebo nasýtený roztok soli a prebytok kyslého oxidu.
V roztoku môžu soli reagovať s vlastnými kyslými oxidmi za vzniku kyslých solí: Na2S03 + H20 + S02 = 2 NaHS03
15. Voda + kysličník . Reakcia je možná, ak sa vytvorí rozpustná alebo slabo rozpustná kyselina. Ak je kyselina nerozpustná alebo málo rozpustná, dochádza k reverznej reakcii, rozkladu kyseliny na oxid a vodu. Napríklad kyselina sírová je charakterizovaná reakciou výroby z oxidu a vody, k rozkladnej reakcii prakticky nedochádza, kyselinu kremičitú nemožno získať z vody a oxidu, ale ľahko sa rozkladá na tieto zložky, môžu sa však zúčastniť kyseliny uhličité a sírové. v priamych aj spätných reakciách.
16. Zásada + kys. Reakcia nastáva, ak je aspoň jedna z reaktantov rozpustná. V závislosti od pomeru činidiel možno získať stredné, kyslé a zásadité soli.
17. Báza + soľ. Reakcia nastáva, ak sú obidve východiskové látky rozpustné a ako produkt sa získa aspoň jeden neelektrolyt alebo slabý elektrolyt (zrazenina, plyn, voda).
18. Soľ + kys. Reakcia nastáva spravidla vtedy, ak sú obidve východiskové látky rozpustné a ako produkt sa získa aspoň jeden neelektrolyt alebo slabý elektrolyt (zrazenina, plyn, voda).
Silná kyselina môže reagovať s nerozpustnými soľami slabých kyselín (uhličitany, sulfidy, siričitany, dusitany) a uvoľňuje sa plynný produkt.
Reakcie medzi koncentrovanými kyselinami a kryštalickými soľami sú možné, ak sa získa prchavejšia kyselina: napríklad chlorovodík možno získať pôsobením koncentrovanej kyseliny sírovej na kryštalický chlorid sodný, bromovodík a jodovodík - pôsobením kyseliny ortofosforečnej na zodpovedajúce soli. Môžete pôsobiť kyselinou na vlastnú soľ, aby ste vytvorili kyslú soľ, napríklad: BaS04 + H2S04 = Ba (HS04)2.
19. Soľ + soľ.K reakcii spravidla dochádza, ak sú obidve východiskové látky rozpustné a ako produkt sa získa aspoň jeden neelektrolyt alebo slabý elektrolyt.
1) soľ neexistuje, pretože ireverzibilne hydrolyzuje . Sú to väčšinou uhličitany, siričitany, sulfidy, kremičitany trojmocných kovov, ako aj niektoré soli dvojmocných kovov a amónium. Soli trojmocných kovov sa hydrolyzujú na zodpovedajúcu bázu a kyselinu a soli dvojmocných kovov sa hydrolyzujú na menej rozpustné zásadité soli.
Pozrime sa na príklady:
2 FeCl3 + 3 Na2C03 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)
Fe2(C03)3+ 6H20 = 2Fe(OH)3 + 3 H2CO3
H 2 CO 3 rozkladá sa na vodu a oxid uhličitý, voda v ľavej a pravej časti sa redukuje a výsledkom je: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H20 = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)
Ak teraz spojíme rovnice (1) a (2) a zredukujeme uhličitan železitý, získame celkovú rovnicu odrážajúcu interakciu chloridu železitého ( III ) a uhličitan sodný: 2 FeCl3 + 3 Na2C03 + 3 H20 = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO2 + 6 NaCl
CuS04 + Na2C03= CuCO 3 + Na2S04 (1)
Podčiarknutá soľ neexistuje kvôli ireverzibilnej hydrolýze:
2CuCO3+ H20 = (CuOH)2C03+C02 (2)
Ak teraz skombinujeme rovnice (1) a (2) a znížime uhličitan meďnatý, získame celkovú rovnicu odrážajúcu interakciu síranu ( II ) a uhličitan sodný:
2CuSO4 + 2Na2C03 + H20 = (CuOH)2C03 + CO2 + 2Na2S04
Oxidy sa nazývajú komplexné látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy kyslíka v oxidačnom stave - 2 a nejaký ďalší prvok.
možno získať priamou interakciou kyslíka s iným prvkom, alebo nepriamo (napríklad pri rozklade solí, zásad, kyselín). Za normálnych podmienok sú oxidy v pevnom, kvapalnom a plynnom stave, tento typ zlúčenín je v prírode veľmi bežný. Oxidy sú obsiahnuté v zemská kôra. Hrdza, piesok, voda, oxid uhličitý sú oxidy.
Sú buď soľotvorné, alebo nesolitvorné.
Oxidy tvoriace soli- Sú to oxidy, ktoré tvoria soli v dôsledku chemických reakcií. Ide o oxidy kovov a nekovov, ktoré pri interakcii s vodou vytvárajú zodpovedajúce kyseliny a pri interakcii so zásadami zodpovedajúce kyslé a normálne soli. Napríklad, Oxid meďnatý (CuO) je oxid tvoriaci soľ, pretože napríklad pri reakcii s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká soľ:
CuO + 2HCl -> CuCl2 + H20.
V dôsledku chemických reakcií možno získať ďalšie soli:
CuO + SO3 → CuS04.
Nesolitvorné oxidy Sú to oxidy, ktoré netvoria soli. Príklady zahŕňajú CO, N20, NO.
Oxidy tvoriace soli sú zase 3 typov: zásadité (od slova «
základňu »
), kyslé a amfotérne.
Zásadité oxidy Tieto oxidy kovov sa nazývajú tie, ktoré zodpovedajú hydroxidom patriacim do triedy zásad. Medzi zásadité oxidy patrí napríklad Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO atď.
Chemické vlastnosti základných oxidov
1. Vo vode rozpustné zásadité oxidy reagujú s vodou za vzniku zásad:
Na20 + H20 -> 2NaOH.
2. Reagovať s kyslými oxidmi za vzniku zodpovedajúcich solí
Na20 + S03 → Na2S04.
3. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
CuO + H2S04 → CuSO4 + H20.
4. Reagujte s amfotérnymi oxidmi:
Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.
Ak zloženie oxidov obsahuje ako druhý prvok nekov alebo kov s najvyššou mocnosťou (zvyčajne od IV do VII), potom budú tieto oxidy kyslé. Kyslé oxidy (anhydridy kyselín) sú tie oxidy, ktoré zodpovedajú hydroxidom patriacim do triedy kyselín. Sú to napríklad CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 atď. Kyslé oxidy sa rozpúšťajú vo vode a zásadách, tvoria soľ a vodu.
Chemické vlastnosti oxidov kyselín
1. Reagujte s vodou za vzniku kyseliny:
S03 + H20 -> H2S04.
Ale nie všetky kyslé oxidy reagujú priamo s vodou (SiO 2 atď.).
2. Reagujte s oxidmi na báze za vzniku soli:
CO 2 + CaO → CaCO 3
3. Reagujte s alkáliami za vzniku soli a vody:
C02 + Ba(OH)2 -> BaC03 + H20.
Časť amfotérny oxid obsahuje prvok, ktorý má amfotérne vlastnosti. Amfoterita sa týka schopnosti zlúčenín vykazovať kyslé a zásadité vlastnosti v závislosti od podmienok. Napríklad oxid zinočnatý ZnO môže byť buď zásada alebo kyselina (Zn(OH)2 a H2Zn02). Amfoterita je vyjadrená skutočnosťou, že v závislosti od podmienok vykazujú amfotérne oxidy buď zásadité alebo kyslé vlastnosti.
Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov
1. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H20.
2. Reagovať s pevnými alkáliami (počas fúzie), pričom výsledkom reakcie je soľ - zinečnan sodný a voda:
ZnO + 2NaOH → Na2Zn02 + H20.
Keď oxid zinočnatý interaguje s alkalickým roztokom (rovnaký NaOH), dôjde k ďalšej reakcii:
ZnO + 2 NaOH + H20 => Na2.
Koordinačné číslo je charakteristika, ktorá určuje počet blízkych častíc: atómov alebo iónov v molekule alebo kryštáli. Každý amfotérny kov má svoje koordinačné číslo. Pre Be a Zn je to 4; Pre a Al je 4 alebo 6; Pre a Cr je to 6 alebo (veľmi zriedkavo) 4;
Amfotérne oxidy sú zvyčajne nerozpustné vo vode a nereagujú s ňou.
Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o oxidoch?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!
webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.
V oxidoch nekovov je väzba medzi atómami polárna kovalentná. Medzi oxidy molekulovej štruktúry patria plynný CO 2, SO 2, N 2 O, CO, NO atď., kvapalný (prchavý) SO 3, N 2 O 3, pevný (prchavý) P 2 O 5, N 2 O 5, Se02. Pevný, veľmi žiaruvzdorný oxid SiO 2 je látka s atómovou kryštálovou mriežkou.
Oxidy nekovov sa delia do dvoch skupín: nesolnotvorné a soľotvorné. Nesolitvorné oxidy zahŕňajú SiO, N2O, NO, NO2, CO. Všetky ostatné oxidy nekovov tvoria soli a sú kyslé. Pri ich rozpustení vo vode vznikajú hydráty oxidov - hydroxidy, ktoré sú v prírode kyselinami. Kyseliny a kyslé oxidy tvoria v dôsledku chemických reakcií soli, v ktorých si nekov zachováva svoj oxidačný stav.
Napríklad:
Kyslý oxid SiO 2 je nerozpustný vo vode, ale má aj zodpovedajúci hydrát vo forme kyseliny H 2 SiO 3 a soli:
Oxidy a im zodpovedajúce hydroxidy - kyseliny, v ktorých nekov vykazuje oxidačný stav rovný číslu skupiny, t.j. jeho najvyššej hodnote, sa nazývajú vyššie. Vzhľadom na periodický zákon sme už charakterizovali ich zloženie a vlastnosti, napríklad:
V rámci jednej hlavnej podskupiny, napríklad skupiny VI, funguje nasledujúci vzorec zmien vlastností vyšších oxidov a hydroxidov.
Ak nekov tvorí dva alebo viac kyslých oxidov, a teda zodpovedajúce kyseliny obsahujúce kyslík, potom sa ich kyslé vlastnosti zvyšujú so zvyšujúcim sa oxidačným stavom nekovu.
- !!! Oxidy tohto zloženia nie sú známe; HClO 2 aj v vodný roztok rýchlo sa rozkladá.
Oxidy a kyseliny, v ktorých má nekov najvyšší oxidačný stav, môžu vykazovať iba oxidačné vlastnosti.
Charakteristiky najsilnejších oxidačných činidiel kyseliny dusičnej HNO 3 a koncentrovanej kyseliny sírovej H 2 SO 4 sa prejavujú pri reakciách s kovmi, nekovmi a organickými látkami. O týchto vlastnostiach budeme uvažovať v § 20.
Oxidy a kyseliny, kde má nekov stredný oxidačný stav, môžu vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti.
