Rozklad oxidov pri zahrievaní s vývojom kyslíka. Lekcie z anorganickej chémie na prípravu na skúšku. Zoznam základných oxidov

Dnes začíname naše zoznámenie sa s najdôležitejšími triedami anorganické zlúčeniny. Anorganické látky sa delia podľa zloženia, ako už viete, na jednoduché a zložité.

Komplexné anorganické látky sú rozdelené do štyroch tried: oxidy, kyseliny, zásady, soli. Začneme triedou oxidov.

OXIDY

oxidy sú zlúčeniny, ktoré sa skladajú z dvoch chemické prvky, z ktorých jeden je kyslík, s mocenstvom rovným 2. Len jeden chemický prvok - fluór, zlúčený s kyslíkom, netvorí oxid, ale fluorid kyslíka OF 2.
Nazývajú sa jednoducho - "oxid + názov prvku" (pozri tabuľku). Ak je valencia chemického prvku premenlivá, potom je označená rímskou číslicou v zátvorkách za názvom chemického prvku.

Klasifikácia oxidov

Všetky oxidy možno rozdeliť do dvoch skupín: soľotvorné (zásadité, kyslé, amfotérne) a nesoliace alebo indiferentné.

1). Zásadité oxidy sú oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám. Hlavnými oxidmi sú oxidy kovy 1 a 2 skupiny, ako aj kovy vedľajšie podskupiny s valenciou ja A II (okrem ZnO - oxidu zinočnatého a BeO - oxid berýlium):

2). Oxidy kyselín sú oxidy, ktorým zodpovedajú kyseliny. Oxidy kyselín sú oxidy nekovov (okrem neslotvorných - ľahostajných), ako aj oxidy kovov vedľajšie podskupiny s valenciou od V predtým VII (Napríklad CrO3 je oxid chrómu (VI), Mn207 je oxid mangánu (VII):):

3). Amfotérne oxidy sú oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám a kyselinám. Tie obsahujú oxidy kovov hlavné a vedľajšie podskupiny s valenciou III , Niekedy IV ako aj zinok a berýlium (napr. BeO, ZnO, Al203, Cr203).

4). Nesolitvorné oxidy sú oxidy, ktoré sú ľahostajné voči kyselinám a zásadám. Tie obsahujú oxidy nekovov s valenciou ja A II (Napríklad N20, NO, CO).

Záver: povaha vlastností oxidov závisí predovšetkým od mocenstva prvku.

Napríklad oxidy chrómu:

CrO(II- Hlavná);

Cr2O3 (III- amfotérne);

CrO 3 (VII- kyselina).

Klasifikácia oxidov

(podľa rozpustnosti vo vode)

Dokončite úlohy:

1. Píšte samostatne chemické vzorce kyslé a zásadité oxidy tvoriace soli.

NaOH, AlCl3, K20, H2S04, S03, P205, HN03, CaO, CO.

2. Látky sú dané : CaO, NaOH, CO2, H2S03, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N205, Al203, Ca(OH)2, CO2, N20, FeO, SO3, Na2S04, ZnO, CaC03, Mn207, CuO, KOH, CO, Fe(OH)3

Získanie oxidov

Simulátor "Interakcia kyslíka s jednoduchými látkami"

Fyzikálne vlastnosti oxidov

O izbová teplota väčšina oxidov sú pevné látky (CaO, Fe 2 O 3 atď.), niektoré sú kvapalné (H 2 O, Cl 2 O 7 atď.) a plyny (NO, SO 2 atď.).

Chemické vlastnosti oxidov

Aplikácia oxidov

Niektoré oxidy sa nerozpúšťajú vo vode, ale mnohé reagujú s vodou, aby sa spojili:

S03 + H20 \u003d H2S04

CaO + H 2 O = Ca( Oh) 2

Výsledkom sú často veľmi žiaduce a užitočné zlúčeniny. Napríklad H2SO4 - kyselina sírová, Ca (OH) 2 - hasené vápno atď.

Ak sú oxidy nerozpustné vo vode, tak ľudia šikovne využívajú aj túto vlastnosť. Napríklad oxid zinočnatý ZnO je biela látka, preto sa používa na prípravu bielej olejovej farby (zinková biela). Keďže ZnO je prakticky nerozpustný vo vode, zinkovou bielou je možné natrieť akýkoľvek povrch, vrátane tých, ktoré sú vystavené atmosférickým zrážkam. Nerozpustnosť a netoxicita umožňujú použiť tento oxid pri výrobe kozmetických krémov a práškov. Lekárnici z neho vyrábajú adstringentný a sušiaci prášok na vonkajšie použitie.

Oxid titaničitý (IV) - TiO 2 má rovnaké cenné vlastnosti. Má tiež krásnu bielu farbu a vyrába sa z neho titánová biela. TiO 2 je nerozpustný nielen vo vode, ale aj v kyselinách, preto sú povlaky vyrobené z tohto oxidu obzvlášť stabilné. Tento oxid sa pridáva do plastu, aby získal bielu farbu. Je súčasťou smaltov na kovový a keramický riad.

Oxid chrómu (III) - Cr 2 O 3 - veľmi pevné kryštály tmavozelenej farby, nerozpustné vo vode. Cr 2 O 3 sa používa ako pigment (farba) pri výrobe dekoratívneho zeleného skla a keramiky. Známa pasta GOI (skratka pre názov „Štátny optický inštitút“) sa používa na brúsenie a leštenie optiky, kovov produkty v šperkárstve.

Úlohy na opravu

1. Samostatne zapíšte chemické vzorce kyslých a zásaditých oxidov tvoriacich soľ.

NaOH, AlCl3, K20, H2S04, S03, P205, HN03, CaO, CO.

2. Látky sú dané : CaO, NaOH, CO2, H2S03, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N205, Al203, Ca(OH)2, CO2, N20, FeO, SO3, Na2S04, ZnO, CaC03, Mn207, CuO, KOH, CO, Fe(OH)3

Vyberte si zo zoznamu: zásadité oxidy, kyslé oxidy, indiferentné oxidy, amfotérne oxidy a pomenujte ich.

3. Dokončite UCR, uveďte typ reakcie, pomenujte produkty reakcie

Na20 + H20 =

N205 + H20 =

CaO + HN03=

NaOH + P205 \u003d

K20 + CO2 \u003d

Cu (OH) 2 \u003d? +?

4. Vykonajte transformácie podľa schémy:

1) K → K20 → KOH → K2S04

2) S → SO2 → H2S03 → Na2S03

3) P → P205 → H3PO4 → K3PO4

oxidy- sú to zložité látky pozostávajúce z atómov dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík s oxidačným stavom -2. V tomto prípade je kyslík spojený iba s menej elektronegatívnym prvkom.

V závislosti od druhého prvku sa oxidy prejavujú rôzne Chemické vlastnosti. IN školský kurz Oxidy sa tradične delia na soľotvorné a nesolnotvorné. Niektoré oxidy sú klasifikované ako soli podobné (dvojité).

Dvojité oxidy sú niektoré oxidy tvorené prvkom s rôznym oxidačným stavom.

Tvorba soli oxidy sa delia na zásadité, amfotérne a kyslé.

Hlavná Oxidy sú oxidy, ktoré majú charakteristické základné vlastnosti. Patria sem oxidy tvorené atómami kovov s oxidačným stavom +1 a +2.

Kyslé oxidy sú oxidy vyznačujúce sa kyslými vlastnosťami. Patria sem oxidy tvorené atómami kovov s oxidačným stavom +5, +6 a +7, ako aj atómy nekovov.

Amfoterné oxidy sú oxidy vyznačujúce sa zásaditými aj kyslými vlastnosťami. Sú to oxidy kovov s oxidačným stavom +3 a +4, ako aj štyri oxidy s oxidačným stavom +2: ZnO, PbO, SnO a BeO.

Nesoľnotvorný oxidy nevykazujú charakteristické zásadité alebo kyslé vlastnosti, hydroxidy im nezodpovedajú. Nesolitvorné oxidy zahŕňajú štyri oxidy: CO, NO, N20 a SiO.

Klasifikácia oxidov

Získanie oxidov

Všeobecné metódy získavania oxidov:

1. Interakcia jednoduchých látok s kyslíkom :

1.1. Oxidácia kovov: väčšina kovov je oxidovaná kyslíkom na oxidy so stabilnými oxidačnými stavmi.

Napríklad , hliník reaguje s kyslíkom za vzniku oxidu:

4Al + 302 → 2Al203

Neinteragujte s kyslíkom zlato, platina, paládium.

Sodík pri oxidácii vzdušným kyslíkom tvorí prevažne peroxid Na202,

2Na + O2 → 2Na202

Draslík, cézium, rubídium tvoria prevažne peroxidy zloženia MeO 2:

K + O 2 → KO 2

Poznámky: kovy s premenlivým oxidačným stavom sa oxidujú vzdušným kyslíkom spravidla na stredný oxidačný stav (+3):

4Fe + 302 → 2Fe203

4Cr + 302 → 2Cr203

Železo horí aj s tvorbou železného kameňa - oxid železitý (II, III):

3Fe + 202 → Fe304

1.2. Oxidácia jednoduchých nekovových látok.

Pri oxidácii nekovov spravidla vzniká oxid nekovu s najvyšším oxidačným stavom, ak je kyslík prebytok, alebo oxid nekovu so stredným oxidačným stavom, ak je kyslíka nedostatok.

Napríklad sa fosfor oxiduje nadbytkom kyslíka na oxid fosforečný a pôsobením nedostatku kyslíka na oxid fosforečný:

4P + 502(príklad) → 2P205

4P + 3O 2 (týždeň) → 2P 2 O 3

Ale takí sú výnimky .

Napríklad síra horí iba na oxid sírový (IV):

S + O2 → SO2

Oxid síry (VI) je možné získať iba oxidáciou oxidu sírového (IV) za drsných podmienok v prítomnosti katalyzátora:

2SO2+ O2=2SO3

Dusík sa oxiduje kyslíkom len pri veľmi vysokej teplote (asi 2000 °C), alebo pôsobením elektrického výboja, a to len na oxid dusnatý (II):

N2 + O2 \u003d 2NO

Fluór F 2 nie je oxidovaný kyslíkom (fluór sám oxiduje kyslík). Ostatné halogény (chlór Cl 2, bróm atď.), inertné plyny (hélium He, neón, argón, kryptón) s kyslíkom neinteragujú.

2. Oxidácia komplexných látok(binárne zlúčeniny): sulfidy, hydridy, fosfidy atď.

Pri oxidácii zložitých látok kyslíkom, ktoré sa zvyčajne skladajú z dvoch prvkov, vzniká zmes oxidov týchto prvkov v stabilných oxidačných stavoch.

Napríklad pri spaľovaní pyritu FeS 2 vzniká oxid železitý (III) a oxid síry (IV):

4FeS2 + 11O2 → 2Fe203 + 8SO2

Sírovodík horí za vzniku oxidu sírového (IV) s nadbytkom kyslíka a za tvorby síry s nedostatkom kyslíka:

2H2S + 302 (ex.) → 2H20 + 2S02

2H2S + 02 (týždeň) -> 2H20 + 2S

Ale amoniak horí s tvorbou jednoduchá látka N 2, pretože dusík reaguje s kyslíkom iba v drsných podmienkach:

4NH3 + 302 -> 2N2 + 6H20

Ale v prítomnosti katalyzátora sa amoniak oxiduje kyslíkom na oxid dusnatý (II):

4NH3 + 502 -> 4NO + 6H20

3. Rozklad hydroxidov. Oxidy možno získať aj z hydroxidov – kyselín alebo zásad. Niektoré hydroxidy sú nestabilné a spontánne sa rozkladajú na oxid a vodu; pre rozklad niektorých iných (zvyčajne nerozpustných vo vode) hydroxidov je potrebné ich zahriať (kalcinovať).

hydroxid → oxid + voda

samovoľne sa rozkladajú vo vodnom roztoku kyselina uhličitá, kyselina sírová, hydroxid amónny, hydroxid strieborný (I), meďnatý (I):

H2C03 -> H20 + CO2

H2S03 -> H20 + SO2

NH40H -> NH3 + H20

2AgOH → Ag20 + H20

2CuOH → Cu20 + H20

Pri zahrievaní sa väčšina nerozpustných hydroxidov rozkladá na oxidy - kyselina kremičitá, hydroxidy ťažkých kovov - hydroxid železitý atď .:

H2Si03 -> H20 + Si02

2Fe(OH)3 -> Fe203 + 3H20

4. Ďalším spôsobom získania oxidov je rozklad komplexných zlúčenín - solí .

Napríklad, nerozpustné uhličitany a uhličitan lítny sa pri zahrievaní rozkladajú na oxidy:

Li2C03 -> H20 + Li20

CaC03 → CaO + CO2

Soli tvorené silnými oxidačnými kyselinami (dusičnany, sírany, chloristany atď.), Pri zahrievaní sa spravidla rozkladajú so zmenou oxidačného stavu:

2Zn(N03)2 -> 2ZnO + 4N02 + O2

Viac o rozklade dusičnanov sa dočítate v článku.

Chemické vlastnosti oxidov

Významnú časť chemických vlastností oxidov popisuje schéma vzťahu medzi hlavnými triedami anorganických látok.

Skôr než sa pustíme do rozprávania o chemických vlastnostiach oxidov, treba si pripomenúť, že všetky oxidy sa delia na 4 druhy, a to zásadité, kyslé, amfotérne a nesoliotvorné. Aby ste mohli určiť typ akéhokoľvek oxidu, musíte najprv pochopiť, či je pred vami oxid kovu alebo nekovu, a potom použiť algoritmus (musíte sa ho naučiť!), Uvedený v nasledujúcej tabuľke. :

Okrem vyššie uvedených typov oxidov uvádzame aj ďalšie dva podtypy základných oxidov na základe ich chemickej aktivity, a to aktívne zásadité oxidy A neaktívne zásadité oxidy.

• TO aktívne zásadité oxidy Uveďme oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (všetky prvky skupín IA a IIA, okrem vodíka H, ​​berýlia Be a horčíka Mg). Napríklad Na20, CaO, Rb20, SrO atď.
• TO neaktívne zásadité oxidy priradíme všetky hlavné oxidy, ktoré neboli zahrnuté v zozname aktívne zásadité oxidy. Napríklad FeO, CuO, CrO atď.

Je logické predpokladať, že aktívne zásadité oxidy často vstupujú do tých reakcií, ktoré nevstupujú do nízkoaktívnych.

Je potrebné poznamenať, že napriek skutočnosti, že voda je v skutočnosti oxidom nekovu (H 2 O), jej vlastnosti sa zvyčajne posudzujú oddelene od vlastností iných oxidov. Je to spôsobené jeho špecificky obrovským rozšírením vo svete okolo nás, a preto vo väčšine prípadov voda nie je činidlom, ale médiom, v ktorom je nespočetné množstvo chemické reakcie. Často sa však priamo zúčastňuje rôznych premien, najmä s ním reagujú niektoré skupiny oxidov.

Aké oxidy reagujú s vodou?

Zo všetkých oxidov s vodou reagovať iba:

1) všetky aktívne zásadité oxidy (oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín);

2) všetky kyslé oxidy okrem oxidu kremičitého (Si02);

tie. Z vyššie uvedeného vyplýva, že s vodou presne nereagujte:

1) všetky nízkoaktívne zásadité oxidy;

2) všetky amfotérne oxidy;

3) oxidy netvoriace soli (NO, N20, CO, SiO).

Poznámka:

Oxid horečnatý pri varení pomaly reaguje s vodou. Bez silného zahrievania reakcia MgO s H 2 O neprebieha.

Schopnosť určiť, ktoré oxidy môžu reagovať s vodou, aj bez schopnosti napísať zodpovedajúce reakčné rovnice, už umožňuje získať body za niektoré otázky testovej časti skúšky.

Teraz sa pozrime, ako napokon určité oxidy reagujú s vodou, t.j. naučiť sa písať zodpovedajúce reakčné rovnice.

Aktívne zásadité oxidy pri reakcii s vodou tvoria ich zodpovedajúce hydroxidy. Pripomeňme, že zodpovedajúci oxid kovu je hydroxid, ktorý obsahuje kov v rovnakom oxidačnom stave ako oxid. Takže napríklad, keď aktívne zásadité oxidy K + 1 2 O a Ba + 2 O reagujú s vodou, vytvoria sa zodpovedajúce hydroxidy K + 1 OH a Ba + 2 (OH) 2:

K20 + H20 \u003d 2KOH- hydroxid draselný

BaO + H20 \u003d Ba (OH) 2- hydroxid bárnatý

Všetky hydroxidy zodpovedajúce aktívnym zásaditým oxidom (oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín) sú alkálie. Alkálie sú všetky vo vode rozpustné hydroxidy kovov, ako aj slabo rozpustný hydroxid vápenatý Ca (OH) 2 (ako výnimka).

Interakcia kyslých oxidov s vodou, ako aj reakcia aktívnych zásaditých oxidov s vodou vedie k tvorbe zodpovedajúcich hydroxidov. Len pri kyslých oxidoch zodpovedajú nie zásaditým, ale kyslým hydroxidom, častejšie tzv okysličené kyseliny. Pripomeňme, že zodpovedajúci kyslý oxid je kyselina obsahujúca kyslík, ktorá obsahuje kyselinotvorný prvok v rovnakom oxidačnom stave ako oxid.

Ak teda chceme napríklad napísať rovnicu pre interakciu kyslého oxidu SO 3 s vodou, musíme si najskôr pripomenúť tie hlavné, ktoré sme skúmali v rámci školské osnovy, kyseliny obsahujúce síru. Ide o sírovodík H 2 S, sírovú H 2 SO 3 a sírovú H 2 SO 4 kyseliny. Kyselina sírovodíková H 2 S, ako môžete ľahko vidieť, neobsahuje kyslík, takže jej vznik pri interakcii SO 3 s vodou je možné okamžite vylúčiť. Z kyselín H 2 SO 3 a H 2 SO 4 obsahuje síra v oxidačnom stave +6, rovnako ako oxid SO 3, len kyselinu sírovú H 2 SO 4. Preto je to ona, ktorá sa vytvorí pri reakcii SO 3 s vodou:

H20 + SO3 \u003d H2S04

Podobne oxid N 2 O 5 obsahujúci dusík v oxidačnom stupni +5, reaguje s vodou, vytvára kyselinu dusičnú HNO 3, ale v žiadnom prípade nie dusitú HNO 2, keďže v kyseline dusičnej je oxidačný stav dusíka, ako v N 2 O 5 rovná +5 a v dusíkatom prostredí - +3:

N + 5 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HN +5 O 3

Výnimka:

Oxid dusnatý (IV) (NO 2) je oxid nekovov v oxidačnom stupni +4, t.j. v súlade s algoritmom opísaným v tabuľke na samom začiatku tejto kapitoly sa musí pripísať kyslým oxidom. Neexistuje však kyselina, ktorá by obsahovala dusík v oxidačnom stave +4.

2N02 + H20 \u003d HN02 + HNO3

Vzájomná interakcia oxidov

V prvom rade je potrebné jasne pochopiť skutočnosť, že medzi oxidmi tvoriacimi soli (kyslé, zásadité, amfotérne) takmer vôbec nedochádza k reakciám medzi oxidmi rovnakej triedy, t.j. Vo veľkej väčšine prípadov je interakcia nemožná:

1) zásaditý oxid + zásaditý oxid ≠

2) kyslý oxid + kyslý oxid ≠

3) oxid amfotérny + oxid amfotérny ≠

Zatiaľ čo interakcia medzi oxidmi patriacimi k rôznym typom je takmer vždy možná, t.j. takmer vždy tok reakcie medzi:

1) zásaditý oxid a kyslý oxid;

2) amfotérny oxid a kyslý oxid;

3) amfotérny oxid a zásaditý oxid.

V dôsledku všetkých takýchto interakcií je produkt vždy priemernou (normálnou) soľou.

Pozrime sa na všetky tieto dvojice interakcií podrobnejšie.

V dôsledku interakcie:

Me x O y + oxid kyseliny, kde Me x O y - oxid kovu (základný alebo amfotérny)

vzniká soľ, pozostávajúca z kovového katiónu Me (z pôvodného Me x O y) a kyslého zvyšku kyseliny zodpovedajúceho kysličníku.

Skúsme si napríklad zapísať interakčné rovnice pre nasledujúce dvojice činidiel:

Na20 + P205 A Al203 + SO3

V prvom páre činidiel vidíme zásaditý oxid (Na 2 O) a kyslý oxid (P 2 O 5). V druhom - amfotérny oxid (Al 2 O 3) a kyslý oxid (SO 3).

Ako už bolo uvedené, v dôsledku interakcie zásaditého/amfotérneho oxidu s kyslým vzniká soľ, pozostávajúca z katiónu kovu (z pôvodného zásaditého/amfotérneho oxidu) a kyslého zvyšku kyseliny zodpovedajúcej pôvodný kyslý oxid.

Interakcia Na 2 O a P 2 O 5 by teda mala tvoriť soľ pozostávajúcu z katiónov Na + (z Na 2 O) a kyslého zvyšku PO 4 3-, keďže oxid P +5 205 zodpovedá kyseline H3P +5 O4. Tie. V dôsledku tejto interakcie sa tvorí fosforečnan sodný:

3Na20 + P205 \u003d 2Na3P04- fosforečnan sodný

Interakciou Al 2 O 3 a SO 3 by zase mala vzniknúť soľ pozostávajúca z katiónov Al 3+ (z Al 2 O 3) a kyslého zvyšku SO 4 2-, keďže oxid S +6 O3 zodpovedá kyseline H2S +6 O4. V dôsledku tejto reakcie sa teda získa síran hlinitý:

Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3- síran hlinitý

Špecifickejšia je interakcia medzi amfotérnymi a zásaditými oxidmi. Tieto reakcie prebiehajú pri vysokých teplotách a ich výskyt je možný vďaka tomu, že amfotérny oxid v skutočnosti preberá úlohu kyslého. V dôsledku tejto interakcie sa vytvorí soľ špecifického zloženia, pozostávajúca z kovového katiónu, ktorý tvorí počiatočný zásaditý oxid, a "kyselinového zvyšku" / aniónu, ktorý zahŕňa kov z amfotérneho oxidu. Vzorec pre takýto "zvyšok kyseliny" / anión v všeobecný pohľad možno zapísať ako MeO 2 x - , kde Me je kov z amfotérneho oxidu a x = 2 v prípade amfotérnych oxidov so všeobecným vzorcom v tvare Me + 2 O (ZnO, BeO, PbO) a x = 1 - pre amfotérne oxidy so všeobecným vzorcom typu Me +3 2 O 3 (napríklad Al 2 O 3, Cr 2 O 3 a Fe 2 O 3).

Skúsme si zapísať ako príklad interakčné rovnice

ZnO + Na20 A Al203 + BaO

V prvom prípade je ZnO amfotérny oxid so všeobecným vzorcom Me +20 a Na20 je typický zásaditý oxid. Podľa vyššie uvedeného by v dôsledku ich interakcie mala vzniknúť soľ, pozostávajúca z kovového katiónu tvoriaceho zásaditý oxid, t.j. v našom prípade Na + (z Na 2 O) a "kyslý zvyšok" / anión so vzorcom ZnO 2 2-, keďže amfotérny oxid má všeobecný vzorec v tvare Me + 2 O. Vzorec zn. výsledná soľ bude za podmienky elektrickej neutrality jednej z jej štruktúrnych jednotiek („molekúl“) vyzerať ako Na2ZnO2:

ZnO + Na20 = t o=> Na2Zn02

V prípade interagujúceho páru činidiel Al 2 O 3 a BaO je prvou látkou amfotérny oxid so všeobecným vzorcom formy Me + 3 2 O 3 a druhou je typický zásaditý oxid. V tomto prípade vzniká soľ obsahujúca katión kovu zo zásaditého oxidu, t.j. Ba2+ (z BaO) a "kyslý zvyšok"/anión Al02-. Tie. vzorec výslednej soli bude mať za podmienky elektrickej neutrality jednej z jej štruktúrnych jednotiek („molekúl“) tvar Ba(AlO 2) 2 a samotná interakčná rovnica bude napísaná ako:

Al203 + BaO = t o=> Ba (Al02) 2

Ako sme písali vyššie, reakcia takmer vždy prebieha:

Me x O y + oxid kys,

kde MexOy je buď bázický alebo amfotérny oxid kovu.

Treba však pamätať na dva „jemné“ kyslé oxidy – oxid uhličitý (CO 2) a oxid siričitý (SO 2). Ich „náročnosť“ spočíva v tom, že napriek zjavným kyslým vlastnostiam aktivita CO 2 a SO 2 nestačí na ich interakciu s málo aktívnymi zásaditými a amfotérnymi oxidmi. Z oxidov kovov reagujú iba s aktívne zásadité oxidy(oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín). Takže napríklad Na20 a BaO, ktoré sú aktívnymi zásaditými oxidmi, s nimi môžu reagovať:

CO2 + Na20 \u003d Na2C03

SO2 + BaO = BaSO3

Zatiaľ čo oxidy CuO a Al 2 O 3, ktoré nesúvisia s aktívnymi zásaditými oxidmi, s CO 2 a SO 2 nereagujú:

CO2 + CuO ≠

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

SO2 + CuO ≠

SO2 + Al203 ≠

Interakcia oxidov s kyselinami

Zásadité a amfotérne oxidy reagujú s kyselinami. Vznikajú soli a voda:

FeO + H2S04 \u003d FeS04 + H20

Nesoliace oxidy nereagujú s kyselinami vôbec a kyslé oxidy s kyselinami vo väčšine prípadov nereagujú.

Kedy reaguje oxid kyseliny s kyselinou?

Rozhodovanie časť skúšky s možnosťami odpovede by ste mali podmienečne predpokladať, že oxidy kyselín nereagujú ani s oxidmi kyselín, ani s kyselinami, s výnimkou nasledujúcich prípadov:

1) oxid kremičitý, ktorý je kyslým oxidom, reaguje s kyselinou fluorovodíkovou a rozpúšťa sa v nej. Najmä vďaka tejto reakcii sa sklo môže rozpustiť v kyseline fluorovodíkovej. V prípade prebytku HF má reakčná rovnica tvar:

Si02 + 6HF \u003d H2 + 2H20,

a v prípade nedostatku HF:

Si02 + 4HF \u003d SiF4 + 2H20

2) SO 2 ako kyslý oxid ľahko reaguje s hydrosulfidovou kyselinou H 2 S podľa typu spoluúmernosť:

S + 4 O 2 + 2 H 2 S -2 \u003d 3 S 0 + 2 H 2 O

3) Oxid fosforečný P 2 O 3 môže reagovať s oxidačnými kyselinami, medzi ktoré patrí koncentrovaná kyselina sírová a kyselina dusičná akejkoľvek koncentrácie. V tomto prípade sa oxidačný stav fosforu zvyšuje z +3 na +5:

Interakcia oxidov s hydroxidmi kovov

Kyslé oxidy reagujú s hydroxidmi kovov, zásaditými aj amfotérnymi. V tomto prípade sa vytvorí soľ, pozostávajúca z kovového katiónu (z pôvodného hydroxidu kovu) a kyslého zvyšku kyseliny zodpovedajúceho kyslému oxidu.

S03 + 2NaOH \u003d Na2S04 + H20

Kyslé oxidy, ktoré zodpovedajú viacsýtnym kyselinám, môžu tvoriť normálne aj kyslé soli s alkáliami:

CO2 + 2NaOH \u003d Na2C03 + H20

C02 + NaOH = NaHC03

P205 + 6KOH \u003d 2K3P04 + 3H20

P2O5 + 4KOH \u003d 2K2HPO4 + H2O

P2O5 + 2KOH + H2O \u003d 2KH2PO4

„Vychytené“ oxidy CO 2 a SO 2, ktorých aktivita, ako už bolo spomenuté, nestačí na to, aby prebehla ich reakcia s nízkoaktívnymi zásaditými a amfotérnymi oxidmi, napriek tomu reagujú s z väčšej časti ich zodpovedajúce hydroxidy kovov. Presnejšie povedané, oxid uhličitý a oxid siričitý interagujú s nerozpustnými hydroxidmi vo forme ich suspenzie vo vode. V tomto prípade iba základné O zjavné soli, nazývané hydroxokarbonáty a hydroxosulfity, a tvorba stredných (normálnych) solí je nemožná:

2Zn(OH)2 + CO2 = (ZnOH)2CO3 + H20(v roztoku)

2Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H20(v roztoku)

Avšak s hydroxidmi kovov v oxidačnom stave +3, napríklad Al (OH) 3, Cr (OH) 3 atď., oxid uhličitý a oxid siričitý vôbec nereagujú.

Treba si všimnúť aj zvláštnu inertnosť oxidu kremičitého (SiO 2), ktorý sa v prírode najčastejšie vyskytuje vo forme obyčajného piesku. Tento oxid je kyslý, ale medzi hydroxidmi kovov je schopný reagovať iba s koncentrovanými (50-60%) roztokmi zásad, ako aj s čistými (pevnými) zásadami počas tavenia. V tomto prípade sa tvoria silikáty:

2NaOH + Si02= t o=> Na2Si03 + H20

Amfotérne oxidy z hydroxidov kovov reagujú iba s alkáliami (hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín). V tomto prípade, keď sa reakcia uskutočňuje vo vodných roztokoch, tvoria sa rozpustné komplexné soli:

ZnO + 2NaOH + H20 \u003d Na2- tetrahydroxozinkát sodný

BeO + 2NaOH + H20 \u003d Na2- tetrahydroxoberylát sodný

Al203 + 2NaOH + 3H20 \u003d 2Na- tetrahydroxoaluminát sodný

A keď sa tieto isté amfotérne oxidy fúzujú s alkáliami, získajú sa soli pozostávajúce z katiónu alkalického kovu alebo kovu alkalickej zeminy a aniónu typu MeO2x, kde X= 2 v prípade amfotérneho oxidu typu Me +2 O a X= 1 pre amfotérny oxid vo forme Me 2 + 2 O 3:

ZnO + 2NaOH = t o=> Na2Zn02 + H20

BeO + 2NaOH = t o=> Na2Be02 + H20

Al203 + 2NaOH \u003d t o=> 2NaAl02 + H20

Cr203 + 2NaOH \u003d t o=> 2NaCr02 + H20

Fe203 + 2NaOH \u003d t o=> 2NaFe02 + H20

Je potrebné poznamenať, že soli získané fúziou amfotérnych oxidov s pevnými zásadami možno ľahko získať z roztokov zodpovedajúcich komplexné soli ich odparovanie a následná kalcinácia:

Na2= t o=> Na2Zn02 + 2H20

Na = t o=> NaAl02 + 2H20

Interakcia oxidov so strednými soľami

Stredné soli najčastejšie nereagujú s oxidmi.

Mali by ste sa však naučiť nasledujúce výnimky z tohto pravidla, ktoré sa často nachádzajú na skúške.

Jednou z týchto výnimiek je, že amfotérne oxidy, ako aj oxid kremičitý (SiO 2), keď sa fúzujú so siričitanmi a uhličitanmi, vytláčajú z nich plyny síry (SO 2) a oxid uhličitý (CO 2 ). Napríklad:

Al203 + Na2C03 \u003d t o=> 2NaAl02 + C02

Si02 + K2S03 \u003d t o=> K2Si03 + S02

Reakcie oxidov so soľami možno podmienene pripísať aj interakcii oxidu siričitého a oxidu uhličitého s vodnými roztokmi alebo suspenziami zodpovedajúcich solí - siričitanov a uhličitanov, čo vedie k tvorbe kyslých solí:

Na2CO3 + CO2 + H2O \u003d 2NaHC03

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

Oxid siričitý, keď prechádza cez vodné roztoky alebo suspenzie uhličitanov, z nich vytláča oxid uhličitý, pretože kyselina siričitá je silnejšia a stabilná kyselina ako uhlie:

K2CO3 + SO2 \u003d K2S03 + CO2

OVR zahŕňajúce oxidy

Regenerácia oxidov kovov a nekovov

Rovnako ako kovy môžu reagovať so soľnými roztokmi menej aktívnych kovov a vytláčať ich vo voľnej forme, oxidy kovov sú po zahriatí tiež schopné reagovať s väčším množstvom aktívne kovy.

Pripomeňme, že aktivitu kovov môžete porovnať buď pomocou radov aktivít kovov, alebo, ak jeden alebo dva kovy nie sú v rade aktivít naraz, podľa ich vzájomnej polohy v periodickej tabuľke: dolný a opustil kov, tým je aktívnejší. Je tiež užitočné pripomenúť, že akýkoľvek kov z rodiny SM a SHM bude vždy aktívnejší ako kov, ktorý nie je predstaviteľom SHM alebo SHM.

Najmä aluminotermická metóda používaná v priemysle na získanie takých ťažko obnoviteľných kovov, ako je chróm a vanád, je založená na interakcii kovu s oxidom menej aktívneho kovu:

Cr203 + 2Al = t o=> Al203 + 2Cr

Počas procesu aluminotermie vzniká obrovské množstvo tepla a teplota reakčnej zmesi môže dosiahnuť viac ako 2000 o C.

Tiež oxidy takmer všetkých kovov, ktoré sú v sérii aktivít napravo od hliníka, sa môžu pri zahrievaní redukovať na voľné kovy vodíkom (H 2), uhlíkom (C) a oxidom uhoľnatým (CO). Napríklad:

Fe203 + 3CO = t o=> 2Fe + 3C02

CuO+C= t o=> Cu + CO

FeO + H2 \u003d t o=> Fe + H20

Treba poznamenať, že ak kov môže mať niekoľko oxidačných stavov, pri nedostatku použitého redukčného činidla je možná aj neúplná redukcia oxidov. Napríklad:

Fe203 + CO = do=> 2FeO + C02

4CuO+C= t o=> 2Cu20 + C02

Oxidy aktívnych kovov (alkalických kovov, kovov alkalických zemín, horčíka a hliníka) s vodíkom a oxidom uhoľnatým nereagujte.

Oxidy aktívnych kovov však reagujú s uhlíkom, ale iným spôsobom ako oxidy menej aktívnych kovov.

Ako súčasť POUŽÍVAJTE programy aby nedošlo k zámene, treba predpokladať, že v dôsledku reakcie aktívnych oxidov kovov (až Al vrátane) s uhlíkom je nemožná tvorba voľného alkalického kovu, kovu alkalických zemín, Mg a tiež Al. . V takýchto prípadoch dochádza k tvorbe karbidu kovu a oxidu uhoľnatého. Napríklad:

2Al203 + 9C \u003d t o=> Al4C3 + 6CO

CaO + 3C = t o=> CaC2 + CO

Oxidy nekovov môžu byť často redukované kovmi na voľné nekovy. Napríklad oxidy uhlíka a kremíka pri zahrievaní reagujú s alkáliami, kovmi alkalických zemín a horčíkom:

C02 + 2Mg = t o=> 2MgO + C

Si02 + 2Mg = t o=> Si + 2 MgO

Pri nadbytku horčíka môže k tvorbe viesť aj posledná interakcia silicidu horčíka Mg2Si:

Si02 + 4Mg = t o=> Mg2Si + 2MgO

Oxidy dusíka sa dajú pomerne ľahko redukovať aj s menej aktívnymi kovmi, ako je zinok alebo meď:

Zn + 2NO = t o=> ZnO + N2

2N02 + 4Cu = t o=> 4CuO + N2

Interakcia oxidov s kyslíkom

Aby ste v úlohách skutočnej skúšky mohli odpovedať na otázku, či nejaký oxid reaguje s kyslíkom (O 2), musíte si najprv uvedomiť, že oxidy, ktoré môžu reagovať s kyslíkom (z tých, s ktorými sa môžete stretnúť na samotná skúška) môže tvoriť iba chemické prvky zo zoznamu:

uhlík C, kremík Si, fosfor P, síra S, meď Cu, mangán Mn, železo Fe, chróm Cr, dusík N

Oxidy akýchkoľvek iných chemických prvkov, ktoré sa vyskytujú pri skutočnom POUŽITÍ, reagujú s kyslíkom nebude (!).

Pre vizuálne pohodlnejšie zapamätanie vyššie uvedeného zoznamu prvkov je podľa môjho názoru vhodná nasledujúca ilustrácia:

Všetky chemické prvky schopné tvoriť oxidy, ktoré reagujú s kyslíkom (z tých, ktoré sa vyskytujú pri skúške)

V prvom rade by sa medzi uvedenými prvkami mal zvážiť dusík N, pretože. pomer jeho oxidov ku kyslíku sa výrazne líši od oxidov ostatných prvkov vo vyššie uvedenom zozname.

Malo by sa jasne pamätať na to, že celkovo je dusík schopný tvoriť päť oxidov, a to:

Zo všetkých oxidov dusíka môže reagovať kyslík iba NIE Táto reakcia prebieha veľmi ľahko, keď sa NO zmieša s čistým kyslíkom a vzduchom. V tomto prípade sa pozoruje rýchla zmena farby plynu z bezfarebného (NO) na hnedý (NO 2):

Aby som odpovedal na otázku - reaguje nejaký oxid iného z vyššie uvedených chemických prvkov s kyslíkom (t.j. S,Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Cr) — V prvom rade si ich treba zapamätať Hlavná oxidačný stav (CO). Tu sú :

Ďalej si musíte pamätať na skutočnosť, že z možných oxidov vyššie uvedených chemických prvkov budú s kyslíkom reagovať iba tie, ktoré obsahujú prvok v minime, spomedzi vyššie uvedených oxidačných stavov. V tomto prípade oxidačný stav prvku stúpa na najbližšie kladná hodnota z možných:

2. Klasifikácia, príprava a vlastnosti oxidov

Z binárnych zlúčenín sú najznámejšie oxidy. Oxidy sú zlúčeniny pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík, ktorý má oxidačný stav -2. Podľa funkčných charakteristík sa oxidy delia na soľotvorný a nesolnotvorný (ľahostajný). Oxidy tvoriace soli sa zasa delia na zásadité, kyslé a amfotérne.

Názvy oxidov sa tvoria pomocou slova „oxid“ a ruského názvu prvku v prípade genitívu, čo označuje valenciu prvku rímskymi číslicami, napríklad: SO 2 - oxid sírový (IV), SO 3 - oxid sírový (VI), CrO - oxid chrómu (II), Cr 2 O 3 - oxid chrómu (III).

2.1. Zásadité oxidy

Zásadité oxidy sú tie, ktoré reagujú s kyselinami (alebo kyslými oxidmi) za vzniku solí.

Medzi zásadité oxidy patria oxidy typických kovov, zodpovedajú hydroxidom s vlastnosťami zásad (zásadité hydroxidy) a oxidačný stav prvku sa pri prechode z oxidu na hydroxid nemení, napr.

Získanie zásaditých oxidov

1. Oxidácia kovov pri zahrievaní v kyslíkovej atmosfére:

2Mg + O2 \u003d 2MgO,

2Cu + O2 \u003d 2CuO.

Táto metóda nie je použiteľná pre alkalické kovy, ktoré po oxidácii zvyčajne poskytujú peroxidy a superoxidy a iba lítium pri spaľovaní vytvára oxid. Li2O.

2. Sulfidové praženie:

2 CuS + 3 O 2 \u003d 2 CuO + 2 SO 2,

4 FeS2 + 1102 \u003d 2 Fe203 + 8 SO2.

Metóda nie je použiteľná pre aktívne sulfidy kovov oxidujúce na sírany.

3. Rozklad hydroxidov (pri vysokej teplote):

Cu(OH)2 \u003d CuO + H20.

Touto metódou nie je možné získať oxidy alkalických kovov.

4. Rozklad solí kyselín obsahujúcich kyslík (pri vysokej teplote):

VaCO 3 \u003d BaO + CO 2,

2Pb (NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4NO 2 + O 2,

4 FeSO4 \u003d 2 Fe203 + 4 SO2 + O2.

Tento spôsob získavania oxidov je obzvlášť jednoduchý pre dusičnany a uhličitany vrátane zásaditých solí:

(ZnOH)2CO3 \u003d 2ZnO + CO2 + H20.

Vlastnosti zásaditých oxidov

Väčšina základných oxidov sú pevné kryštalické látky iónovej povahy, v uzloch kryštálovej mriežky sú ióny kovov, ktoré sú dosť silne spojené s oxidovými iónmi O - 2, preto majú oxidy typických kovov vysoké teploty topenia a varu.

1. Väčšina zásaditých oxidov sa pri zahrievaní nerozkladá, s výnimkou oxidov ortuti a ušľachtilých kovov:

2HgO \u003d 2Hg + O2,

2Ag20 \u003d 4Ag + O2.

2. Pri zahrievaní môžu zásadité oxidy reagovať s kyslými a amfotérnymi oxidmi, s kyselinami:

BaO + SiO 2 \u003d BaSiO 3,

MgO + Al 2 O 3 \u003d Mg (AlO 2) 2,

ZnO + H2S04 \u003d ZnS04 + H20.

3. Pridaním (priamo alebo nepriamo) vody tvoria zásadité oxidy zásady (zásadité hydroxidy). Oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín priamo reagujú s vodou:

Li 2 O + H 2 O \u003d 2 LiOH,

CaO + H20 \u003d Ca (OH) 2.

Výnimkou je oxid horečnatý. MgO . Hydroxid horečnatý sa z neho nedá získať. Mg(OH ) 2 pri interakcii s vodou.

4. Rovnako ako všetky ostatné typy oxidov, zásadité oxidy môžu vstúpiť do redoxných reakcií:

Fe 2 O 3 + 2 Al \u003d Al 2 O 3 + 2 Fe,

3CuO + 2NH3 \u003d 3Cu + N2 + 3H20,

4 FeO + O 2 \u003d 2 Fe 2 O 3.

M.V. Andryukhova, L.N. Borodin

Interakcia oxidov s vodou

* Zdroj: "Absolvujem kurz USE. Samoštúdium", s. 143.

Vzájomná interakcia oxidov

1. Oxidy rovnakého typu navzájom neinteragujú:

Na 2 O + CaO → žiadna reakcia
CO 2 + SO 3 → žiadna reakcia

2. Zvyčajne oxidy odlišné typy interagujú medzi sebou (výnimky: CO 2, SO 2, viac o nich nižšie):

Na20 + S03 → Na2S04
CaO + CO2 → CaC03
Na20 + ZnO → Na2ZnO2

Interakcia oxidov s kyselinami

1. Zásadité a amfotérne oxidy spravidla interagujú s kyselinami:

Na20 + HN03 → NaN03 + H20
ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H20
Al203 + 3H2S04 → A12(SO4)3 + 3H20

Výnimkou je veľmi slabá nerozpustná kyselina (meta)kremičitá H 2 SiO 3. Reaguje iba s alkáliami a oxidmi alkalických kovov a kovov alkalických zemín.
CuO + H 2 SiO 3 → žiadna reakcia.

2. Kyslé oxidy nevstupujú do iónomeničových reakcií s kyselinami, ale sú možné niektoré redoxné reakcie:

S02 + 2H2S -> 3S + 2H20
SO3 + H2S -> SO2- + H20

Si02 + 4HF (týždenne) → SiF4 + 2H20

Pri oxidačných kyselinách (iba ak oxid možno oxidovať):
SO2 + HNO3 + H20 → H2S04 + NO

Interakcia oxidov so zásadami

1. Zásadité oxidy s alkáliami a nerozpustné zásady NEinteragujte.

2. Oxidy kyselín interagujú so zásadami za vzniku solí:

C02 + 2NaOH → Na2C03 + H20
CO 2 + NaOH → NaHCO 3 (ak je CO 2 prebytok)

3. Amfotérne oxidy interagujú s alkáliami (t. j. iba s rozpustnými zásadami) za vzniku solí alebo komplexných zlúčenín:

a) Reakcie s alkalickými roztokmi:

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (tetrahydroxozinkát sodný)
BeO + 2NaOH + H20 → Na2 (tetrahydroxoberylát sodný)
Al203 + 2NaOH + 3H20 → 2Na (tetrahydroxoaluminát sodný)

b) Fúzia s pevnými zásadami:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (zinečnan sodný)
(kyselina: H2ZnO2)
BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O (berylát sodný)
(kyselina: H2BeO2)
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O (hlinitan sodný)
(kyselina: HAlO2)

Interakcia oxidov so soľami

1. Kyslé a amfotérne oxidy interagujú so soľami pod podmienkou, že sa uvoľní prchavejší oxid, napríklad s uhličitanmi alebo siričitanmi, všetky reakcie prebiehajú pri zahrievaní:

SiO 2 + CaCO 3 → CaSiO 3 + CO 2 -
P205 + 3CaC03 → Ca3 (P04)2 + 3CO2 -
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Cr203 + Na2C03 → 2NaCr02 + CO2
ZnO + 2KHCO3 → K2ZnO2 + 2CO2 + H20

SiO 2 + K 2 SO 3 → K 2 SiO 3 + SO 2 -
ZnO + Na 2 SO 3 → Na 2 ZnO 2 + SO 2 -

Ak sú oba oxidy plynné, potom sa uvoľní ten, ktorý zodpovedá slabšej kyseline:
K 2 CO 3 + SO 2 → K 2 SO 3 + CO 2 - (H 2 CO 3 je slabšia a menej stabilná ako H 2 SO 3)

2. CO 2 rozpustený vo vode rozpúšťa vo vode nerozpustné uhličitany (za vzniku vo vode rozpustných uhľovodíkov):
CO 2 + H 2 O + CaC03 → Ca (HCO 3) 2
C02 + H20 + MgC03 -> Mg (HC03) 2

V testových úlohách môžu byť takéto reakcie napísané ako:
MgC03 + C02 (roztok), t.j. roztok sa používa s oxid uhličitý a preto sa do reakcie musí pridať voda.

Toto je jeden zo spôsobov, ako získať kyslé soli.

Obnova slabých kovov a kovov strednej aktivity z ich oxidov je možná pomocou vodíka, uhlíka, oxidu uhoľnatého alebo aktívnejšieho kovu (všetky reakcie sa uskutočňujú pri zahrievaní):

1. Reakcie s CO, C a H2:

CuO + C → Cu + CO-
CuO + CO → Cu + CO 2
CuO + H 2 → Cu + H 2 O-

ZnO+C → Zn+CO-
ZnO + CO → Zn + CO 2
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O-

PbO + C → Pb + CO
PbO + CO → Pb + CO 2 -
PbO + H2 -> Pb + H20

FeO + C → Fe + CO
FeO + CO → Fe + CO 2 -
FeO + H2 → Fe + H20

Fe203 + 3C → 2Fe + 3CO
Fe203 + 3CO → 2Fe + 3CO2
Fe203 + 3H2 → 2Fe + 3H20-

W03 + 3H2 -> W + 3H20

2. Redukcia aktívnych kovov (až po Al) vedie k tvorbe karbidov a nie voľných kovov:

CaO + 3C → CaC2 + 3CO
2Al203 + 9C -> Al4C3 + 6CO

3. Obnova aktívnejším kovom:

3FeO + 2Al → 3Fe + Al203
Cr203 + 2Al → 2Cr + Al203.

4. Niektoré oxidy nekovov možno tiež redukovať na voľný nekov:

2P205 + 5C → 4P + 5CO2
SO2 + C → S + CO2
2NO + C → N2 + CO2
2N20 + C → 2N2 + CO2
Si02 + 2C → Si + 2CO

S vodíkom reagujú iba oxidy dusíka a uhlíka:

2NO + 2H2 ->N2 + 2H20
N20 + H2 -> N2 + H20

SiO 2 + H 2 → žiadna reakcia.

V prípade uhlíka nedochádza k redukcii na jednoduchú látku:
CO + 2H2<=>CH30H (t, p, kt)

Vlastnosti vlastností oxidov CO2 a SO2

1. Nereagujte s amfotérnymi hydroxidmi:

CO 2 + Al(OH) 3 → žiadna reakcia

2. Reagujte s uhlíkom:

CO 2 + C → 2CO-
SO 2 + C → S + CO 2 -

3. So silnými redukčnými činidlami SO 2 vykazuje vlastnosti oxidačného činidla:

S02 + 2H2S -> 3S + 2H20
S02 + 4HI -> S + 2I2 + 2H20
SO2 + 2C → S + CO2
SO2 + 2CO → S + 2CO2 (Al203, 500 °C)

4. Silné oxidačné činidlá oxidujú SO 2:

S02 + Cl2<=>S02CI2
SO2 + Br2<=>SO2Br2
SO 2 + NO 2 → SO 3 + NO
S02 + H202 -> H2S04

5SO2 + 2KMnO4 + 2H20 → 2MnS04 + K2S04 + 2H2S04
S02 + 2KMnO4 + 4KOH → 2K2MnO4 + K2S04 + 2H20

SO2 + HNO3 + H20 → H2S04 + NO

6. Oxid uhoľnatý (IV) CO 2 vykazuje menej výrazné oxidačné vlastnosti, reaguje len s aktívnymi kovmi, napr.

CO 2 + 2 Mg → 2 MgO + C (t)

Vlastnosti vlastností oxidov dusíka (N 2 O 5, NO 2, NO, N 2 O)

1. Treba mať na pamäti, že všetky oxidy dusíka sú silné oxidačné činidlá. Nie je potrebné pamätať na to, aké produkty vznikajú pri takýchto reakciách, pretože takéto otázky vznikajú iba pri testoch. Stačí poznať hlavné redukčné činidlá ako C, CO, H 2 , HI a jodidy, H 2 S a sulfidy, kovy (a pod.) a uvedomiť si, že oxidy dusíka ich veľmi pravdepodobne oxidujú.

2NO2 + 4CO  → N2 + 4CO2
2N02 + 2S → N2 + 2SO2
2N02 + 4Cu → N2 + 4CuO

N205 + 5Cu -> N2 + 5CuO
2N 2 O 5 + 2KI → I 2 + 2NO 2 + 2KNO 3
N205 + H2S -> 2N02 + S + H20

2NO + 2H2 ->N2 + 2H20
2NO + C → N2 + CO2
2NO + Cu → N2 + 2Cu20
2NO + Zn → N2 + ZnO
2NO + 2H2S ->N2 + 2S + 2H20

N20 + H2 -> N2 + H20
2N20 + C → 2N2 + CO2
N20 + Mg -> N2 + MgO

2. Môžu byť oxidované silnými oxidačnými činidlami (okrem N 2 O 5, pretože stupeň oxidácie je už maximálny):
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H20
8NO + 3HClO4 + 4H20 → 8HNO3 + 3HCl
14NO + 6HBr04 + 4H20 → 14HNO3 + 3Br2
NO + KMnO 4 + H 2 SO 4 → HNO 3 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
5N20 + 2KMn04 + 3H2S04 -> 10NO + 2MnS04 + K2S04 + 3H20.

3. Nesolnotvorné oxidy N 2 O a NO nereagujú ani s vodou, ani s alkáliami, ani s obyčajnými kyselinami (neoxidujúce kyseliny).

Chemické vlastnosti CO ako silného redukčného činidla

1. Reaguje s niektorými nekovmi:

2CO + O2 → 2CO2
CO + 2H2<=>CH30H (t, p, kt)
CO + Cl2<=>COCl2 (fosgén)

2. Reaguje s niektorými komplexnými zlúčeninami:

CO + KOH → HCOOK
CO + Na202 → Na2C03
CO + Mg → MgO + C(t)

3. Obnovuje niektoré kovy (stredná a nízka aktivita) a nekovy z ich oxidov:

CO + CuO → Cu + CO 2
3CO + Fe203 → 2Fe + 3CO2
3CO + Cr203 → 2Cr + 3CO2

2CO + SO2 → S + 2CO2 - (Al203, 500 °C)
5CO + I 2 O 5 → I 2 + 5CO 2 -
4CO + 2N02 → N2 + 4CO2

3. S obyčajnými kyselinami a vodou CO (ako aj iné nesoľnotvorné oxidy) nereaguje.

Chemické vlastnosti SiO2

1. Interaguje s aktívnymi kovmi:

Si02 + 2Mg → 2MgO + Si
Si02 + 2Ca → 2CaO + Si
Si02 + 2Ba → 2BaO + Si

2. Interaguje s uhlíkom:

Si02 + 2C → Si + 2CO
(Podľa manuálu "Kurz samoprípravy" od Kaverina SiO 2 + CO → reakcia neprebieha)

3Si02 neinteraguje s vodíkom.

4. Reakcie s roztokmi alebo taveninami alkálií, s oxidmi a uhličitanmi aktívnych kovov:

Si02 + 2NaOH → Na2Si03 + H20
Si02 + CaO → CaSiO3
SiO2 + BaO → BaSiO3
Si02 + Na2C03 → Na2Si03 + CO2
Si02 + CaC03 → CaSi03 + CO2

SiO 2 + Cu(OH) 2 → neprebieha žiadna reakcia (zo zásad reaguje oxid kremičitý len s alkáliami).

5. SiO 2 z kyselín interaguje iba s kyselinou fluorovodíkovou:

Si02 + 4HF -> SiF4 + 2H20.

Vlastnosti oxidu P 2 O 5 ako silného odvodňovacieho činidla

HCOOH + P205 → CO + H3PO4
2HN03 + P205 → N205 + 2HPO3
2HCl04 + P205 -> Cl207 + 2HPO3.

Tepelný rozklad niektorých oxidov

Vo variantoch skúšok sa táto vlastnosť oxidov nevyskytuje, ale pre úplnosť ju uvažujme:
Hlavná:
4CuO → 2Cu20 + O2 (t)
2HgO → 2Hg + O2 (t)

Kyselina:
2SO 3 → 2SO 2 + O 2 (t)
2N20 → 2N2 + O2 (t)
2N205 → 4NO2 + O2 (t)

Amfotérne:
4Mn02 → 2Mn203 + O2 (t)
6Fe203 -> 4Fe304 + 02 (t).

Vlastnosti oxidov NO 2, ClO 2 a Fe 3 O 4

1. Disproporcionácia: oxidy NO 2 a ClO 2 zodpovedajú dvom kyselinám, preto pri interakcii s alkáliami alebo uhličitanmi alkalických kovov vznikajú dve soli: dusičnan a dusitan príslušného kovu v prípade NO 2 a chlorečnan a chloritan v prípad ClO2:

2N +4 O 2 + 2NaOH → NaN +3 O 2 + NaN +5 O 3 + H20

4N02 + 2Ba(OH)2 → Ba(N02)2 + Ba(N03)2 + 2H20

2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2

Pri podobných reakciách s kyslíkom sa tvoria iba zlúčeniny s N + 5, pretože oxiduje dusitany na dusičnany:

4N02 + O2 + 4NaOH → 4NaN03 + 2H20

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 (rozpustenie v prebytku kyslíka)

2Cl + 4 O 2 + H 2 O → HCl + 3 O 2 + HCl + 5 O 3
2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H20

2. Oxid železitý (II,III) Fe 3 O 4 (FeO Fe 2 O 3) obsahuje železo v dvoch oxidačných stupňoch: +2 a +3, preto pri reakciách s kyselinami vznikajú dve soli:

Fe304 + 8HCl -> FeCl2 + 2FeCl3 4H20.