Лекция оксиды – Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений

Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений

  1. Классификация и номенклатура простых и сложных веществ

  2. Оксиды

  3. Основания

  4. Кислоты

  5. Соли

  1. Классификация и номенклатура простых и сложных веществ

Химия занимается изучением превращений химических веществ (число известных к настоящему времени веществ более десяти мил­лионов), поэтому очень важна классификация химических соедине­ний. Под классификацией понимают объединение разнообразных и многочисленных соединений в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами. С проблемой классификации тесно связана проблема номенклатуры, т.е. системы названий этих веществ. Как классификация, так и номенклатура химических соединений складывались на протяжении столетий, поэтому они не всегда являются логическими и отражают исторический путь развития науки.

Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (их, с учетом аллотропных модификаций, насчитывается около 400) и очень многочисленную группу сложных веществ.

Сложные вещества обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли.

Приведенная первичная классификация уже с самого начала оказывается несовершенной. Например, в ней нет места для аммиака, соединений металлов с водородом, азотом, углеродом, фосфором и т.д., соединений неметаллов с другими неметаллами и т.д.

Перед тем, как рассмотреть более детально каждый из классов неорганических соединений, целесообразно взглянуть на схему, отражающую генетическую связь типичных классов соединений:

В верхней части схемы помещены две группы простых веществ – металлы и неметаллы, а также водород, строение атома которого отличается от строения атомов других элементов. На валентном слое атома водорода находится один электрон, как у щелочных металлов; в то же время, до заполнения электронного слоя оболочки ближайшего инертного газа – гелия — ему недостает также одного электрона, что роднит его с галогенами.

Волнистая черта отделяет простые вещества от сложных; она символизирует, что «пересечение» этой границы обязательно затрагивает валентные оболочки атомов в простых веществах, следовательно, любая реакция с участием простых веществ будет окислительно-восстановительной.

В левой части схемы под металлами помещены их типичные соединения – основные оксиды и основания, в правой части схемы помещены соединения, типичные для неметаллов, – кислотные оксиды и кислоты. Водород, помещенный в верхней части схемы, дает очень специфический, идеально амфотерный оксид – воду Н2О, которая в комбинации с основным оксидом дает основание, а с кислотным — кислоту. Водород в сочетании с неметаллами образует бескислородные кислоты. В нижней части схемы помещены соли, которые, с одной стороны, отвечают соединению металла с неметаллом, а с другой – комбинации основного оксида с кислотным.

Приведенная схема до некоторой степени отражает и возможности протекания химических реакций – как правило, в химическое взаимодействие вступают соединения, принадлежащие к разным половинам схемы. Так, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, кислотами и кислыми солями; кислоты реагируют с металлами, основными оксидами, основаниями, основными и средними солями. Естественно, что такая схема не дает исчерпывающей информации обо всех возможных реакциях, однако она отражает основные типы реакций.

Заметим, что при составлении схемы использован один старый, но очень полезный прием: формулы оснований, кислот и солей представлены на ней как комбинации оксидов. Этот прием широко применяется, например, в геологии для описания минералов. Так, формула талька Mg3[Si4О10](OH)2 наглядно представляется другой формулой — 3MgO•4SiО2•H2О; формула изумруда Be3Al2Si6O18 может быть записана как ЗВеО•Аl2О3•6SiO2.

Рассмотрим подробнее отдельные классы неорганических соединений.

  1. Оксиды

Классификация и номенклатура оксидов. Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие, а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп.

Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, поэтому прежде всего следует рассмотреть номенклатуру оксидов.

Номенклатура химических соединений развивалась и складывалась по мере накопления фактического материала. Сначала, пока количество соединений было невелико, широко использовались тривиальные названия, специфические для каждого соединения, не отражающие состава, строения и свойства вещества, – сурик, глет, жженая магнезия, железная окалина, веселящий газ, белый мышьяк (Рb3O4, РbО, МgО, Fe3O4, N2O, As2O3 соответственно). На смену такой номенклатуре пришла полусистематическая, стали указывать количество атомов кислорода, появились термины: закись – для более низких, окись – для более высоких степеней окисления; ангидрид – для оксидов кислотного характера.

К настоящему времени осуществлен переход на современную международную номенклатуру. Согласно этой номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SO2 — оксид серы (IV), SO3 — оксид серы (VI), CrO — оксид хрома (II), Сг2O3 — оксид хрома (III), СгОз — оксид хрома (VI).

Однако до сих пор в химической литературе встречаются и старые наименования оксидов (кстати, в старых названиях вместо оксида чаще использовался термин «окисел»).

Солеобразующие оксиды принято делить на три группы (основные, амфотерные, кислотные). Они подробно рассматриваются ниже.

Получение и свойства солеобразующих оксидов

Основные оксиды. К основным относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение основных оксидов:

1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O2 = 2CuO

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Nа2О, К2O крайне труднодоступны.

  1. Обжиг сульфидов:

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2

O3 + 8SO2

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3. Разложение гидроксидов при нагревании:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

  1. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

BaCO3 = BaO + CO2

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

[ZnOH]2CO3 = 2ZnO + CO2 + H2O

Свойства основных оксидов. Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О2-, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что» в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

2HgO = 2Hg + O2

2Ag2O = 4Ag + O2

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с ки­слотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

BaO + SiO2 = BaSiO3

MgO + Al2O3 = Mg(AlO2)2

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредст­венно реагируют с водой:

K2O + H2O = 2KOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe

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

4FeO + O2 = 2Fe2O3

Кислотные оксиды. Кислотные оксиды представляют собой ок­сиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот:

Заметим здесь, что наряду с современной номенклатурой для ки­слотных оксидов до сих пор широко используется старинная систе­ма названий их как ангидридов кислот — продуктов отщепления воды от соответствующих кислот. Как видно из вышеприведенных реакций, SО3 — ангидрид серной кислоты, СО2 — ангидрид угольной кислоты, Р2О5 является ангидридом трех кислот (мета-фосфорной, ортофосфорной и пирофосфорной).

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными (см. выше) и амфотерными оксидами, со щелочами:

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2О3, оксид хрома (III) Сr2О3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (Ш) Fe2O3 и ряд других.

Идеально амфотерпым оксидом является, вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворенных в ней солей:

  1. Основания (гидроксиды металлов)

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: КОН – гидроксид калия, NaOH – гидроксид натрия, Са(ОН)2 – гидроксид кальция, Сг(ОН)2 –- гидроксид хрома (II), Сг(ОН)3 — гидроксид хрома (III).

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными ме­таллами и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень кала. Тем не менее, небольшие равновесные кон­центрации кона ОН даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

Получение оснований. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гид-роксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды;

Щелочи в технике обычно получают электролизом водных рас­творов хлоридов:

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами.

Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:

Основания не реагируют с металлами, так как гидроксид-ион не может принять электроны от атома металла, а ионы металлов, которые могли бы быть восстановлены более активными металлами, дают нерастворимые в воде основания.

Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагрева­нии способны растворять также и некоторые металлы (те, соедине­ния которых обладают амфотерными свойствами):

  1. Кислоты

Определение кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации было дано ранее (см. § 6.5). Дальнейшее развитие химии потребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований.

Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением

Кислота → основание + Н+

На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счет неподеленной пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счет донорно-акцепториой связи ион аммония:

HNO3 + NH3 = NH4+ + NO3

Конспект лекции по теме «Оксиды

Химия

Лекция

Тема: Оксиды – классификация, свойства, получение

Все неорганические соединения делят на классы. Каждый класс объединяет вещества, сходные по составу и свойствам. Зная особенности классов соединений, можно охарактеризовать свойства отдельных их представителей. Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, основания, кислоты и соли.

Оксиды

Оксиды — это соединения, состоящие из атомов двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.

Состав оксидов выражается общей формулой ЭхОу, где Э — любой элемент. Числовые значения х и у определяются степенью окисления элемента. Кислород образует соединения со всеми элементами, кроме гелия, неона и аргона.

В соединении состава ОF2 кислород проявляет положительную степень окисления, поэтому это соединение не относится к оксидам, это фторид кислорода (II).

Способы получения оксидов

1. Окисление простых веществ:

2Mg + O2 = 2MgO S + О2 = SO2

2. Горение на воздухе сложных веществ (при этом, как правило, образуются оксиды тех элементов, из которых состоит сложное вещество):

СН4 + 2O2 = СO2 + 2Н2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2Н2O

избыток

3.Разложение сложных веществ:

Mg(OH)2 = MgO + Н2O Zn(OH)2 = ZnO + Н2O

4.Удаление воды из кислородсодержащих кислот действием на них водоотнимающих веществ:

2HNO3 + Р2O5 = 2НРO3 + N2O5 2НС1О4 + Р2О5 = 2НРО3 + С12О7

дымящая безводная

5. Обжиг сульфидов:

2ZnS + 3О2 = 2ZnO + 2SО2 4FeS + 7О2 = 2Fe2О3 + 4SО2

6. Вытеснение одних оксидов другими (нелетучие кислотные и амфотерные оксиды при нагревании вытесняют более летучие из их солей):

СаС03 + SiО2 = CaSi03 + CО2 Na2C03 + Cr2О3 = 2NaCrOa + CО2

7. Взаимодействие кислот-окислителей с металлами и неметаллами:

С + 2H24 = СО2 + 2SO2 + 2Н2О Сu + 4HNО3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

конц. конц.

Физические свойства оксидов

Оксиды могут быть твердыми (MgO, Fe2O3, Р2O5, СаО), жидкими (SO3, Н2O) и газообразными (СO2, SO2). Они обладают разнообразной окраской: оксид меди (II) СuО — черный, оксид цинка ZnO — белый, оксид свинца (II) РbО — желтый, оксид железа (III) Fe2O3 — бурый, оксид xpoмa (VI) СгО3 — ярко-красный и т. д.

Классификация и химические свойства оксидов

По химическим свойствам оксиды классифицируют на солеобразующие и несолеобразующие. Последним не соответствуют гидроксиды, они не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями, следовательно, не образуют солей. К ним относятся оксиды SiO, N2О, NO, СО и др. Солеобразующие оксиды делят на основные, кислотные и амфотерные (схема 4).

Схема 4

оксиды

несолеобразующие солеобразующие

CO, NO

основные кислотные амфотерные

MgO, CaO SO3, Cr3 ZnO, Al2O3

Классификация оксидов

Основные оксидыэто оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют основания, например:

Na2O NaOH, СаО Са(ОН)2

Основные оксиды образуют только металлы, и, как правило, в степени окисления +1 и +2 (исключения — BeO, CuO, ZnO, SnO, РbО).

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами:

MgO + H2SO4 = MgSO4 + Н2O CaO + SO2 = CaSO3 Li2O + A12O3 = 2LiA1O2

Оксиды активных металлов (щелочных и щелочно-земельных — Са, Sr, Ва) взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Na2O + Н2O = 2NaOH ВаО + Н2O = Ва(ОН)2

Кислотные оксидыэто оксиды, которым в качестве гидроксидов соответствуют кислоты, например:

SO3 H2SO4, CrO3 Н2СгO4

Кислотные оксиды образуют все неметаллы независимо от степени окисления (исключения — несолеобразующие оксиды СО, NO, N20, SiO и др.) и металлы в степени окисления +5 и выше.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, основными и амфотерными оксидами:

СO2 + Са(ОН)2 = СаСO3 + Н2O SO3 + MgO = MgSO4 Р2O5 + 3ZnO = Zn3(PO4)2

Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой с образованием кислот (исключение — Si02):

N2O5 + Н2O = 2HNO3 CrO3 + Н2O = H2CrO4

Оксиды углерода(1У) и серы(1У) реагируют с водой обратимо:

СO2 + Н2O СO2 • Н2O Н2СO3

Амфотерные оксидыэто оксиды, которым соответствуют гидроксиды, проявляющие свойства как оснований, так и кислот, например:

ZnO Zn(OH)2 или H2ZnO2

как основание как кислота

Амфотерные оксиды образуют только металлы, и, как правило, в степени окисления +3 и +4. Амфотерными являются также оксиды BeO, СиО, ZnO, SnO, PbO.

Амфотерные оксиды проявляют свойства как основных, так и кислотных оксидов. Как основные они взаимодействуют с кислотами и кислотными оксидами, образуя соли катионного типа:

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + Н2О ZnO + SiO2 = ZnSiO3

катион катион

Как кислотные они взаимодействуют с основаниями и основными оксидами, образуя соли анионного типа.

1. При сплавлении

— с твердыми щелочами:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + Н2O

анион

ZnO + СаО — CaZnO2 + Н2О

2. При взаимодействии с растворами щелочей образуются растворимые комплексные соли:

ZnO + 2NaOH + НОН = Na2[Zn(OH)4]

ОН анион

Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой.

Таким образом, с повышением степени окисления атомов элемента усиливаются кислотные свойства его оксидов и гидроксидов:

+2 +3 +6

СгО Сг203 СгОз

основный оксид амфотерный оксид кислотный оксид

Сг(ОН)2 Сг(ОН)3 —-

— Н3СгО3 Н2Сг04

основный гидроксид (основание) амфотерный гидроксид кислотный гидроксид

Итак, характер свойств оксида зависит от того, атомы какого элемента и в какой степени окисления его образуют.

Состав и свойства оксидов

Неметаллы образуют кислотные оксиды (исключение: несолеобразующие оксиды SiO, N2О, NО, СО)

степени окисления +1, +2 образуют основные оксиды (исключение: CuO, BeO, ZnO, SnO, PbO — амфотерные)

металлы степени окисления +3, +4 образуют амфотерные оксиды

степени окисления +5 и выше образуют кислотные оксиды

Двойные (смешанные) оксиды — это оксиды, в состав которых входят атомы одного элемента в различных степенях окисления.

+2 +3

Например, оксид Fe3О4 (FeO • Fe2О3) содержит атомы железа в двух разных степенях окисления и при взаимодействии с кислотами образует две разные соли:

Fe3О4 + 8НС1 = FeCl2 + 2FeCl3 + 4Н2О

(FeO • Fe2О3)

Окислительно-восстановительные свойства оксидов

Оксиды, как солеобразующие, так и несолеобразующие, могут вступать в окислительно-восстановительные реакции. Если элемент, образующий оксид, проявляет максимальную степень окисления, то оксид выполняет функцию окислителя:

+4 0 +4 +2

Si02 + 2Mg = Si + 2MgO CO2 + C = 2CO

+2 0

3CuO + 2NH3 = N2 + 3Cu + 3H2О

Если степень окисления элемента промежуточная, то оксид проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Как окислитель такой оксид реагирует с сильными восстановителями:

+1 0

N2O + H2 = N2 + H2O

+2 0 +4 0

4NO + СН4 = 2N2 + С02 + 2Н20 SO2 + 2H2S = 3S + 2Н2О

Как восстановитель такой оксид реагирует с сильными окислителями:

+1 +5

5N2О + 8КМпО4 + 12H24 = 10HNО3 + 8MnSО4 + 4K24 + 7H2О

+2 +5

2NO + K2Cr2О7 + 4H24 = 2HNО3 + Cr2(SО4)3 + K24 + 3H2О

+4 +6

2 + 2H2О + Br2 = H24 + 2HBr

Для некоторых оксидов возможны реакции диспропорционирования:

+4 +5 +3

2NО2 + 2NaOH = NaNО3 + NaNО2 + H2О

Распознавание оксидов

Распознайте оксид меди (П), оксид кальция, оксид железа (III) по внешнему виду. Подтвердите свой вывод, используя один реактив. Составьте уравнения соответствующих реакций в кратком ионно-молекулярном виде.

Вопросы и задания

1. Объясните, как зависят свойства оксидов от типа химической связи между атомами элемента и кислорода.

2. Напишите формулы оксидов, отвечающих следующим гидроксидам: H3P04, HN03, Ве(ОН)2, H2Si03, H2S04, НСlO4.

3. Вода реагирует с каждым оксидом набора:

а) NO, CaO, S03; в) N205, BaO, Si02;

б) BaO, S03, N205; г) СО, CaO, S03.

Напишите уравнения реакций воды с оксидами этого набора.

4. Гидроксид натрия реагирует в растворе с каждым оксидом набора:

а) CaO, С02, А1203; в) BeO, MgO, Si02;

б) Al203, N205, ВеО; г) NO, А1203, ВеО.

Напишите уравнения этих реакций в молекулярном и кратком ионно-молекулярном видах.

Лекция 5. Основные классы неорганических соединений

Оксиды: основные, кислотные и амфотерные. Номенклатура окси­дов. Зависимость кислотно-основного характера оксидов от положения в периодической системе и степени окис­ления элемента. Химическое взаимодействие между оксидами с образованием солей. Гидроксиды основные и амфотерные, кислоты. Их номенклатура и получение. Соли: нормальные, кислые и основные. Номенклатура солей. Получение и свойства солей.

Оксиды

Оксиды – это соединения элементов с кислородом, в которых кислород имеет степень окисления (-2). Например, P2О5, ВaО, Аl2О3.

Получаются оксиды при горении, окислении и разложении сложных веществ: 2Мg + О2 → 2Мg О

СН4 + 2О2 → СО2+ 2Н2О

СаСО3–t°® СаО + СО2

Несолеобразующими оксидами являются N2O, NO, CO, SiO.

Cолеобразующие оксиды разделяют на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксидыобразуют Ме в степени окисления +1, +2. Это оксиды щелочных и щелочноземных металлов, которые взаимодействуют с водой с образованием оснований:

Na2O + Н2О → 2 NaOH; BaO + Н2О → Ba(OH) 2

Они взаимодействуют с кислотными оксидами, с амфотерными оксидами, с кислотными и амфотерными гидроксидами.

Кислотные оксиды образуют все неметаллы кроме F, He, Ar (фтора, гелия, аргона) и металлы, которые находятся в высшей степени окисления +5, +6, +7 (V2O5; СrO3; Мn2O7).

Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой, образуя кислоты: СО2+ h3О = Н2СО3

Взаимодействуют со щелочами – (щелочи — это растворимые основания)

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3+ h3О

Кислотный оксид кремния SiO2 не вступает во взаимодействие с водой, но чтобы правильно написать получающуюся соль кремниевой кислоты, необходимо к молекуле кислотного оксида условно прибавить молекулу воды. Получим формулу кислоты, определим кислотный остаток и его заряд:

h3О + SiO2 = h3SiO3

Кремниевая кислота имеет кислотный остаток SiO3-². Заряд кислотного остатка определяем по количеству атомов водорода, помня, что ионы водорода имеют заряд (+1).

Мn2 O7 + h3О = h3Мn2 O8 : 2 = 2HMn O4

Марганцевая кислота имеет кислотный остаток MnО4 – перманганат – ион.

CaO + CO2 → CaCO3

Оксид кальция (II) оксид углерода (IV) карбонат кальция

Амфотерные оксиды образуют металлы с промежуточной степенью окисления +3, +4 и некоторые металлы со степенью окисления + 2 (ВеО, ZnO). Амфотерные оксиды проявляют кислотно-основную двойственность, взаимодействуя с кислотами и с основаниями:

ZnO + 2HCl = ZnCl2+ h3О

хлорид цинка

ZnO + 2NaOH –t°® Na2ZnO2 + h3О (при сплавлении)

цинкат натрия

Амфотерные оксиды с водой не реагируют. Усиление кислотных свойств происходит с повышением степени окисления элемента:

+2 +4 +7

оксиды MnO-2 MnO2-2 Mn2O7 -2

основной амфотерный кислотный

 

Кислоты

Кислоты, с точки зрения теории электролитической диссоциации, это вещества, диссоцинирующие в растворе с образованием ионов водорода

HNO3 Н ++ NO3

Согласно протонной теории кислот и оснований, кислоты – это вещества, отдающие ионы водорода, т.е. являющиеся донорами протонов.

Кислоты могут быть кислородосодержащими, например, h3SO4, h4PO4 и бескислородными — HCl, h3Se.

Число ионов водорода, образующихся при диссоциации одной молекулы кислоты, определяют ее основность:

HBr — одно-, h3CO3 — двух-, h4 PO4 — трехосновная кислота.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

1 ступень : h3SO4 H++ HSO4-

2 ступень: НSO4- H++ SO4 2-

Химические свойства кислот.

Кислоты взаимодействуют с основаниями, основными оксидами и амфотерными оксидами с образованием солей

h3CO3+ Ca(OH) 2→ CaCO3+ h3O

2HCl + MgO → MgCl2 + h3О

2HNO3 + ZnO → Zn(NO3) + h3О

Кислоты взаимодействуют с металлами:

2НСl + Zn → h3↑ + ZnCl 2

Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов (ряд напряжений Ме) правее водорода, из кислот его не вытесняют.

При взаимодействии кислот с концентрированной серной кислотой образуется SO2. При взаимодействии металлов с концентрированной азотной кислотой образуется NO2, с разбавленной – NO

Ag + 4HNO3 разб. → 3 АgNO3 + NO + 2h3O

Кислоты взаимодействуют с солями

2HCl + К2SiO3→ h3SiO3↓ + 2КCl

Названия кислородсодержащих кислот строятся из группового слова «кислота» и прилагательного, которое составляется из русского корня названия элемента, окончания -ая-и суффиксов, указывающих, насколько степень окисления кислотообразующего элемента отличается от максимальной. Для высшей или единственной степени окисления применяют суффиксы -н-, -ов-, -ев-: H3BO3 — борная кислота; H2CO3 — угольная кислота; H2SiO3 — кремниевая кислота; H2CrO4 — хромовая кислота; HNO3 — азотная кислота; HPO3 — метафосфорная кислота; HReO4 — рениевая кислота; H3PO4 — ортофосфорная кислота.

Приставки орто-и мета-применяют, чтобы различать названия кислот, молекулы которых отличаются только «содержанием воды».

Если возможны две степени окисления, то для низшей используют суффиксы -ист-, -овист-: H2SeO3 — селенистая кислота; H2TeO3 — теллуристая кислота; HAsO2 — метамышьяковистая кислота; H3AsO3 — ортомышьяковистая кислота.

В случае трех возможных степеней окисления кислотообразующего элемента, помимо упомянутых суффиксов, для самой низкой (обычно +1) применяется составной суффикс -новатист-: H3PO2 — фосфорноватистая кислота; H2N2O2 — азотноватистая кислота.

В названиях кислот с четырьмя различными степенями окисления последовательно используют суффиксы -н-, -новат-, -ист- и -новатист-: HClO4 — хлорная кислота; HClO3 — хлорноватая кислота; HClO2 — хлористая кислота; HClO3 — хлорноватистая кислота.

Для того, чтобы различить кислоты, содержащие разное количество атомов кислотообразующего элемента в одной степени окисления, применяют числовые приставки: H2Cr2O7 — дихромовая кислота; H2Cr3O10 — трихромовая кислота; H2S2O5 — дисернистая кислота

Оксокислоты, в которых атомы кислорода замещены на атомы серы (частично или полностью) или на пероксогруппы (-О-О-), получают к своему названию приставку соответственно тио- или пероксо- (по необходимости, с числовой приставкой): H2S2O3 (H2SO3S) — тиосерная кислота; H2CS3 — тритиоугольная кислота; HNO4 (HNO2(O2)) — пероксоазотная кислота; H2S2O8 (H2S2O6(O2) — пероксодисерная кислота.


Рекомендуемые страницы:

Ознакомить студентов с разнообразием, строением и свойствами неорганических соединений

  1. Классификация и номенклатура простых и сложных веществ

  2. Оксиды

  3. Основания

  4. Кислоты

  5. Соли

  1. Классификация и номенклатура простых и сложных веществ

Химия занимается изучением превращений химических веществ (число известных к настоящему времени веществ более десяти мил­лионов), поэтому очень важна классификация химических соедине­ний. Под классификацией понимают объединение разнообразных и многочисленных соединений в определенные группы или классы, обладающие сходными свойствами. С проблемой классификации тесно связана проблема номенклатуры, т.е. системы названий этих веществ. Как классификация, так и номенклатура химических соединений складывались на протяжении столетий, поэтому они не всегда являются логическими и отражают исторический путь развития науки.

Индивидуальные химические вещества принято делить на две группы: немногочисленную группу простых веществ (их, с учетом аллотропных модификаций, насчитывается около 400) и очень многочисленную группу сложных веществ.

Сложные вещества обычно делят на четыре важнейших класса: оксиды, основания (гидроксиды), кислоты, соли.

Приведенная первичная классификация уже с самого начала оказывается несовершенной. Например, в ней нет места для аммиака, соединений металлов с водородом, азотом, углеродом, фосфором и т.д., соединений неметаллов с другими неметаллами и т.д.

Перед тем, как рассмотреть более детально каждый из классов неорганических соединений, целесообразно взглянуть на схему, отражающую генетическую связь типичных классов соединений:

В верхней части схемы помещены две группы простых веществ – металлы и неметаллы, а также водород, строение атома которого отличается от строения атомов других элементов. На валентном слое атома водорода находится один электрон, как у щелочных металлов; в то же время, до заполнения электронного слоя оболочки ближайшего инертного газа – гелия — ему недостает также одного электрона, что роднит его с галогенами.

Волнистая черта отделяет простые вещества от сложных; она символизирует, что «пересечение» этой границы обязательно затрагивает валентные оболочки атомов в простых веществах, следовательно, любая реакция с участием простых веществ будет окислительно-восстановительной.

В левой части схемы под металлами помещены их типичные соединения – основные оксиды и основания, в правой части схемы помещены соединения, типичные для неметаллов, – кислотные оксиды и кислоты. Водород, помещенный в верхней части схемы, дает очень специфический, идеально амфотерный оксид – воду Н2О, которая в комбинации с основным оксидом дает основание, а с кислотным — кислоту. Водород в сочетании с неметаллами образует бескислородные кислоты. В нижней части схемы помещены соли, которые, с одной стороны, отвечают соединению металла с неметаллом, а с другой – комбинации основного оксида с кислотным.

Приведенная схема до некоторой степени отражает и возможности протекания химических реакций – как правило, в химическое взаимодействие вступают соединения, принадлежащие к разным половинам схемы. Так, основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, кислотами и кислыми солями; кислоты реагируют с металлами, основными оксидами, основаниями, основными и средними солями. Естественно, что такая схема не дает исчерпывающей информации обо всех возможных реакциях, однако она отражает основные типы реакций.

Заметим, что при составлении схемы использован один старый, но очень полезный прием: формулы оснований, кислот и солей представлены на ней как комбинации оксидов. Этот прием широко применяется, например, в геологии для описания минералов. Так, формула талька Mg3[Si4О10](OH)2 наглядно представляется другой формулой — 3MgO•4SiО2•H2О; формула изумруда Be3Al2Si6O18 может быть записана как ЗВеО•Аl2О3•6SiO2.

Рассмотрим подробнее отдельные классы неорганических соединений.

  1. Оксиды

Классификация и номенклатура оксидов. Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие, а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп.

Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, поэтому прежде всего следует рассмотреть номенклатуру оксидов.

Номенклатура химических соединений развивалась и складывалась по мере накопления фактического материала. Сначала, пока количество соединений было невелико, широко использовались тривиальные названия, специфические для каждого соединения, не отражающие состава, строения и свойства вещества, – сурик, глет, жженая магнезия, железная окалина, веселящий газ, белый мышьяк (Рb3O4, РbО, МgО, Fe3O4, N2O, As2O3 соответственно). На смену такой номенклатуре пришла полусистематическая, стали указывать количество атомов кислорода, появились термины: закись – для более низких, окись – для более высоких степеней окисления; ангидрид – для оксидов кислотного характера.

К настоящему времени осуществлен переход на современную международную номенклатуру. Согласно этой номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SO2 — оксид серы (IV), SO3 — оксид серы (VI), CrO — оксид хрома (II), Сг2O3 — оксид хрома (III), СгОз — оксид хрома (VI).

Однако до сих пор в химической литературе встречаются и старые наименования оксидов (кстати, в старых названиях вместо оксида чаще использовался термин «окисел»).

Солеобразующие оксиды принято делить на три группы (основные, амфотерные, кислотные). Они подробно рассматриваются ниже.

Получение и свойства солеобразующих оксидов

Основные оксиды. К основным относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение основных оксидов:

1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O2 = 2CuO

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Nа2О, К2O крайне труднодоступны.

  1. Обжиг сульфидов:

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3. Разложение гидроксидов при нагревании:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

  1. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

BaCO3 = BaO + CO2

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

4FeSO4 = 2Fe2O3 + 4SO2 + O2

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

[ZnOH]2CO3 = 2ZnO + CO2 + H2O

Свойства основных оксидов. Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О2-, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что» в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

2HgO = 2Hg + O2

2Ag2O = 4Ag + O2

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с ки­слотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

BaO + SiO2 = BaSiO3

MgO + Al2O3 = Mg(AlO2)2

ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредст­венно реагируют с водой:

K2O + H2O = 2KOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe

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

4FeO + O2 = 2Fe2O3

Кислотные оксиды. Кислотные оксиды представляют собой ок­сиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот:

Заметим здесь, что наряду с современной номенклатурой для ки­слотных оксидов до сих пор широко используется старинная систе­ма названий их как ангидридов кислот — продуктов отщепления воды от соответствующих кислот. Как видно из вышеприведенных реакций, SО3 — ангидрид серной кислоты, СО2 — ангидрид угольной кислоты, Р2О5 является ангидридом трех кислот (мета-фосфорной, ортофосфорной и пирофосфорной).

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными (см. выше) и амфотерными оксидами, со щелочами:

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2О3, оксид хрома (III) Сr2О3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO, оксид железа (Ш) Fe2O3 и ряд других.

Идеально амфотерпым оксидом является, вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворенных в ней солей:

  1. Основания (гидроксиды металлов)

По современной номенклатуре их принято называть гидроксидами элементов с указанием степени окисления: КОН – гидроксид калия, NaOH – гидроксид натрия, Са(ОН)2 – гидроксид кальция, Сг(ОН)2 –- гидроксид хрома (II), Сг(ОН)3 — гидроксид хрома (III).

Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными ме­таллами и поэтому называемые щелочами) и нерастворимые в воде. Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень кала. Тем не менее, небольшие равновесные кон­центрации кона ОН даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

Получение оснований. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:

При получении этим методом растворимых оснований в осадок выпадает нерастворимая соль.

При получении нерастворимых в воде оснований, обладающих амфотерными свойствами, следует избегать избытка щелочи, так как может произойти растворение амфотерного основания, например:

В подобных случаях для получения гидроксидов используют гид-роксид аммония, в котором амфотерные оксиды не растворяются:

Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды;

Щелочи в технике обычно получают электролизом водных рас­творов хлоридов:

Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:

Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:

Выше было показано, как щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами.

Основания могут вступать в реакцию с кислыми солями:

Основания не реагируют с металлами, так как гидроксид-ион не может принять электроны от атома металла, а ионы металлов, которые могли бы быть восстановлены более активными металлами, дают нерастворимые в воде основания.

Необходимо особенно подчеркнуть способность растворов щелочей реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):

Кроме того, концентрированные растворы щелочей при нагрева­нии способны растворять также и некоторые металлы (те, соедине­ния которых обладают амфотерными свойствами):

  1. Кислоты

Определение кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации было дано ранее (см. § 6.5). Дальнейшее развитие химии потребовало уточнить и дополнить определения кислот и оснований.

Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны. Любая реакция отщепления протона выражается уравнением

Кислота → основание + Н+

На базе таких представлений понятными становятся основные свойства аммиака, который за счет неподеленной пары электронов атома азота эффективно принимает протон при взаимодействии с кислотами, образуя за счет донорно-акцепториой связи ион аммония:

HNO3 + NH3 = NH4+ + NO3

Оксиды. Видеоурок. Химия 11 Класс

Тема: Основные классы соединений, их свойства и типичные реакции

Урок: Оксиды

Оксиды – это соединения, состоящие из двух элементов, одним их которых является кислород в степени окисления -2. Например, оксид кальция: Са+2О-2. Не стоит путать оксиды и пероксиды. В состав пероксида входит кислород в степени окисления -1. Например, Н+12О-12, атомы кислорода связаны друг с другом.

Классификация оксидов

По строению оксиды могут быть ионными или ковалентными соединениями. К ионным соединениям относятся оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Остальные оксиды – это оксиды с ковалентной полярной связью. Такие оксиды в твердом состоянии могут иметь либо атомную (SiO2), либо ионную кристаллическую решетку (твердые СО2 или SO2).

По кислотно-основным свойствам оксиды делятся на:

Кислотным оксидам соответствуют кислоты. Основным оксидам соответствуют основания. Амфотерным – амфотерные соединения. Несолеобразующими называются те оксиды, которым не соответствуют ни кислота, ни основание.

— Основные оксиды

К основным оксидам относятся оксиды металлов главной подгруппы первой и второй групп и оксиды некоторых переходных металлов в низших степенях окисления. (Ag2O, HgO, NiO, Cu2O).

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды – это оксиды неметаллов (CO2, SO2, SiO2, SO3, P2O5) и некоторых переходных металлов в высоких степенях окисления (CrO3, Mn2O7, V2O5).

— Амфотерные оксиды

К амфотерным оксидам относятся оксиды некоторых металлов в степени окисления +2, +3, +4.

Это: BeO, ZnO, Cr2O3, Al2O3, SnO, TiO2, MnO2 .

— Несолеобразующие оксиды

Несолеобразующие оксиды представлены в основном такими: CO, NO, N2O, H2O, F2O, SiO.

Оксиды обладают  физическими свойствами. Многие оксиды неметаллов при стандартных условиях газообразны CO2, SO2, SO3, оксиды азота. Есть жидкие оксиды. Это, например, Mn2O7, Сl2O7. Большинство оксидов металлов – твердые (Ag2O, HgO, NiO, Cu2O)

Рис. 1

Оксиды бывают бесцветными (CO2, SO2.) или имеют окраску, например, NO2— , бурый газ (лисий хвост). Рис. 1.

1. Отношение к воде:

С водой реагируют оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. (Li2O, Na2O, K2O, Pb2O, Cs2O, CaO, SrO, BaO, RaO)

Na2O + H2O →2 NaOH  (1)

CaO + H2O → Ca (OH) 2   (2)

Оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания, с водой не реагируют.

Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот. Исключение – SiO2.

N2O5 + H2O → 2HNO3   (3)

SO3 + H2O → H2SO4   (4)

Амфотерные и несолеобразующие оксиды с водой не взаимодействуют.

2. Важным химическим свойством оксидов являются реакции, приводящие к образованию солей.

В реакциях солеобразования участвуют вещества, обладающие противоположными кислотно-основными свойствами.

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды.

MnO +2 HCl → MnCl2 + H2O  (5)

Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами с образованием соли и воды, так и со щелочами.

ZnO +2 HCl → ZnCl2 + H2O  (6)

ZnO +2 KOH → K2ZnO2 + H2O  (7)

Такая реакция (7) может протекать как в растворе, так и при сплавлении. При этом образуются различные продукты, в которых металл, образующий оксид, находится в ионной форме.

Кислотные оксиды реагируют с основаниями, с образованием соли и воды.

 SO2 +2 KOH → K2SO3 + H2O  (8)

Основные и кислотные оксиды способны взаимодействовать между собой  с образованием солей.

MnO + SO2 → MnSO3  (9)

3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2  (10)

1. При горении простых веществ. Не реагируют благородные газы, галогены, золото и платина.

Li +O2 →Li2O  (11)

4P + 5O2 →2P2O5  (12)

2. При горении сложных веществ.

CH4 + 2O2 → CO2 +2H2O  (13)

2H2S + 3O2 → 2SO2 +2H2O  (14)

3. Термическое разложение некоторых сложных веществ.

Mg(OH) MgO + H2O

H2SiO3SiO2 + H2O

(CuOH)2CO3 2CuO + CO2+ H2O

2Cu(NO3)2 CuO + 4 NO2+ O2

 

Оксиды – это довольно распространённый тип соединений. Примером такого соединения является вода, которая очень важна для жизни всех живых организмов, а также кварц и огромное количество его разновидностей. Рис. 2. Массовая доля кварца и его разновидностей в земной коре составляет 60%.

К оксидам относится углекислый газ, ржавчина и очень многие известные минералы.

Диоксид циркония – чрезвычайно стабильное соединение, поэтому его образование очень выгодно и приводит к выделению большого количества энергии. Из-за этого, если удается поджечь цирконий, его практически невозможно затушить, потому что он отбирает кислород даже у углекислого газа и песка. Затушить горящий цирконий можно только инертными газами.                                                            

Рис. 2

Подведение итога урока

В ходе урока были изучены такие неорганические соединения, как оксиды. Вы узнали о классификации оксидов, их химических свойствах и методах получения.

 

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик.ру (Источник).

 

 

Домашнее задание

1. №№5 а, б (с. 192) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Приведите примеры оксидов, которые имеют окраску.

3. К какому классу соединений относится магнитный железняк?

ОКСИДЫ.Классификация оксидов — Лекция — Оксиды

Лекция — Оксиды
скачать (109.5 kb.)
Доступные файлы (1):

n1.doc

ОКСИДЫ.
Классификация оксидов.
Оксидами – называют сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в .. окисления – 2. Общая формула оксидов Э2 Оn
По способности к образованию солей и кислотно-основным свойствам оксиды классифицируют:
ОКСИДЫ


Несолеобразующими называют оксиды, которые не образуют солей при взаимодействии с другими оксидами, а также кислотами и основаниями. К ним относятся следующие оксиды: CO, NO, N2O, SiO, FeO4 , S2O
Солеобразующие оксиды образуют соли при взаимодействии с другими оксидами, кислотами или основаниями. По кислотно-основным признакам солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные, амфотерные.
Номенклатура: В соответствии с международной номенклатурой называя этот класс соединения, употребляют слово оксид, после которого дается название или символ элемента с указанием его степени окисления (не валентности!) в оксиде. Степень окисления указывается римскими цифрами и только в том случае, если элемент образует несколько разных оксидов:

K2O – оксид калия

FeO – оксид железа (II)

Fe2O3 — оксид железа (III)

Fe3O4 (FeO. Fe2O3) — оксид железа (II) — оксид железа (III)
Основные оксиды и их свойства.
Основными называют оксиды, гидроксиды которых являются основаниями.

Например, оксиду кальция CaO соответствует гидроксид Ca(OH)2 , обладающий основными свойствами, поэтому CaO – основной оксид.

Основные оксиды обрзуют только элементы металла, причем степень окисления металла в этих оксидах невелика (+1 и +2)

К основным оксидам относятся оксиды щелочных (Zi2, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O) и щелочноземельных металлов (CaO, SrO, BaO), а также MgO, CuO, FeO, CoO, NiO, MnO, CrO, Ag2O, HgO и др.
Общие химические свойства.


  1. отношение к воде.

С водой непосредственно реагируют только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов. В этих реакциях образуются сильные основания – щелочи.
CaO + H2O Ca(OH)2 CuO + H2O

Na2O + H2O 2NaOH FeO + H2O


  1. отношение к другим оксидам.

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соли.

Эти реакции требуют нагревания, поэтому возможность их протекания определяется термической устойчивостью соли. Термически более устойчивы соли щелочных и щелочно-земельных металлов, поэтому оксиды этих металлов реагируют с большинством кислотных оксидов:

Na2O + CO2 t Na2CO3

CaO + CO2 tCa CO3

K2O + SO3 tK2 SO4

3 BaO + P2O5t Ba3 (PO4)2

CaO + SiO2 tCaSiO3

Соли остальных металлов термически менее устойчивы и в условиях синтеза полностью или частично разлагаются.

Например,нельзя получить ZnCO3 и FeCO3 по реакциям ZnO + CO2 и FeO + CO2, поскольку уже при температуре = 500С эти карбонаты разлагаются.

Основные оксиды образуют соли при сплавлении с амфотерными оксидами.

K2O + Al2O3t 2KAlO2 метаалюминат калия

Na2O + ZnO t Na2ZnO2 цинкат натрия

MgO + Al2O3t Mg(AlO2)2 метаалюминат магния


  1. отношение к кислотам и основаниям.

Основные оксиды реагируют только с кислотами, т.е. с веществами, химическая сущность которых противоположна таковой для основных оксидов. В данных реакциях образуется соль и вода.

K2O + H2SO4t K2SO4 + H2O

CuO + 2HNO3t Cu(NO3)2 + H2O

3CaO + 2H3PO4t Ca3(PO4)2 + 3 H2O

При сплавлении основные оксиды активных металлов реагируют с амфотерными основаниями.

Na2O + Al(OH)3t 2NaAlO2 + 3 H2O

CaO + Zn(OH)2t CaZnO2 + H2O
Кислотные оксиды и их свойства.
Кислотными называются оксиды, гидроксиды которых являются кислотами.
Например, оксиду серы (VI) SO3 соответствует серная кислота H2SO4, поэтому SO3 – кислотный оксид.

Кислотные оксиды иногда называют ангидридами кислот: SO3 — ангидрид серной кислоты.

Кислотные оксиды образуют как элементы металла, так и элементы неметаллы.

Оксид металла будет кислотным, если степень окисления металла в оксиде +5 и выше:

Cr+6O3 Mg+6O3 Mn2+7O7 V2+5O5

Примеры кислотных оксидов, образованных неметаллами:

CO2 SO2 SO3 SiO2 P2O5 P2O3 N2O3 N2O5 Cl2O Cl2O3 Cl2O7
Общие химические свойства кислотных оксидов.


  1. отношение к воде.

Большинство кислотных оксидов реагируют с водой, образуя кислоту:

CO2 + H2O H2CO3 угольная кислота

SO3 + H2O H2SO4 серная кислота

P2O5 + H2O 2HPO3 метафосфорная кислота

P2O5 + H2Oобычные условия H3PO4 ортофосфорная кислота

SO2 + H2O H2SO3 сернистая кислота

P2O3 + H2O H3PO4 фосфористая кислота

CrO3 + H2O H2CrO4 хромовая кислота

Mn2O7 + H2O 2HMnO4 марганцевая кислота

Обратите внимание: оксид кремния (IV) SiO2 – твердый тугоплавкий оксид с водой не реагирует. Соответствующую ему кислоту получают через стадию образования соли.

K2O + SiO2 K2SiO3

K2SiO3 +2HCl H2SiO3 +2KCl

SiO32- + 2H+ H2SiO3


  1. отношение к другим оксидам.

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами, образуя соль. (см. свойства основных оксидов).

Некоторые кислотные оксиды SO3 P2O5 SiO2 образуют соли, реагируя с амфотерными оксидами.
Al2O3 + 3 SiO3 t Al2(SO4)3

3ZnO + P2O5 Zn3(PO4)2


  1. отношение кислотных оксидов к основаниям.

Все кислотные оксиды реагируют со всеми щелочами, образуя соль и воду.

CO2 + 2KOH K2CO3 + H2O

P2O5 + 3Ca(OH)2 Ca3(PO4)2 + 3H2O

SO2 + Ca(OH)2 CaSO3 + H2O

SO3 + NaOH Na2SO4 + H2O

Оксид кремния (IV) взаимодействует с концентрированными растворами щелочей при нагревании:

SiO2 + 2NaOH t Na2SiO3 + H2O
Амфотерные оксиды и их свойства.
Амфотерные оксиды образуют элементы, которые в периодической системе элементов расположены на диагонали Be – At или вблизи неё.

Например: Al2O3 BeO ZnO Cr2O3 Fe2O3 SuO PbO PbO2

Амфотерными эти оксиды называются потому, что в зависимости от кислотно- основных свойств «партнера» по реакции эти оксиды могут проявлять как основные так и кислотные свойства. Перечислим эти свойства:


  1. Амфотерные оксиды в воде не растворяются.

  1. Амфотерные оксиды проявляют кислотные свойства, реагируя со щелочами или основными оксидами. Реакции с основными оксидами протекают только при сплавлении, реакции со щелочами – как в растворах, так и при сплавлении.

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O pp 2Na[Al(OH)4] тетрагидроксоалюминат натрия

ZnO + Na2Oсплавление Ca(AlO2)2 металюминат кальция


  1. Основные свойства амфотерные оксиды проявляют в реакциях с сильными кислотами, а также с некоторыми кислотными оксидами: SO3 P2O5 SiO2

Al2O3 + 2HCl 2AlCl3 + 3 H2O

ZnO + 2HNO3 Zn(NO3)2 + H2O

Al2O3 + P2O5 2AlPO4

ZO + SO3 ZnSO4
Получение оксидов


  1. Взаимодействие металлов и неметаллов с кислородом:

2Ca + O2t 2CaO

2Cu + O2t 2CuO

4P + 5 O2 t 2 P2O5 (или P2O3)

4Al + 3 O2 t 2Al2O3

C + O2 tCO2

Si + O2 tSiO2


  1. Взаимодействие некоторых и неметаллов с водой: C + H2O CO + H2

Характер взаимодействия металла с водой зависит от его положения в электрохимическом ряду:

  1. щелочные, щелочноземельные, а также алюминий освобожденный от оксидной пленки, реагируют с водой при обычных условиях, образуя гидроксид и водород.

2K + 2 H2O 2KOH + H2

2Al + 6 H2O 2Al(OH)3 + 3H2


  1. остальные металлы, расположенные в электрохимическом ряду до водорода (Zn Mg Fe) с водой реагируют при нагревании с образованием оксида и водорода.

Zn + H2O t ZnO + H2

Mg + H2O t> 100 MgO + H2

3Fe + 4 H2O t> 700 Fe3O4 + 4H2


  1. металлы, расположенные в электрохимическом ряду за водродом, с водой непосредственно не взаимодействуют.

  1. Горение сложных веществ.

CH4 + 2O2t CO2 + 2H2O

2CuS + 3 O2 t2CuO + 2SO2

2H2S + 3O2t 2H2O + 2SO2


  1. Кислотные оксиды можно получить при взаимодействии кислородосодержащих кислот с оксидом фосфора (V), который является хорошим водоотнимающим реагентом.

2HNO3 + P2O5 N2O5 + 2HPO3

H2SO4 + P2O5 SO3 + 2 HPO3

2HClO4 + P2O5 Cl2O7 + 2 HPO3


  1. Термическим разложением (термолизом) карбонатов (кроме карбонатов щелочных металлов) нитратов, нерастворимых оснований, некоторых сульфатов:

t0C

CaCO3900 CaO + CO2

2Cu(NO3)2600 2CuO + 4NO2 +O2

2Al(OH)3420 Al2O3 + 3H2O

H2SiO370 H2O + SiO2

CuSO4600 CuO + SO3 (с примесью SO2 и O2)

Fe(OH)2 200 FeO + H2O ( в отсутствии кислорода)


  1. Взаимодействие металлов и неметаллов с кислотами окислителями (азотной и концентрированной серной)

Cu + 2H2SO4конц.t CuSO4 + SO2 + 2H2O

C + 4 HNO3 конц. СO2 + 4NO2 + 2H2O


  1. Окисление низших оксидов в высшие или восстановлением высших оксидов в низшие.

2CO+2 + O2 2CO2+4

Fe2O3+3 + CO FeO+2 + CO


  1. Оксиды и можно получить при взаимодействии средних и кислых солей угольной и сернистой кислот с более сильными кислотами.

CaCo3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2

K2SO3 + 2HCl 2KCl + SO2 + H2O

2NaHCO3 + H2SO4 Na2SO4 + CO2 + H2O
Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от положения элемента в периодической системе и его степени окисления
Слева направо по периоду по мере ослабления металлических свойств элементов основные свойства оксидов ослабевают, а кислотные возрастают.

По главным подгруппам не металлические свойства элементов ослабевают, а металлические усиливаются, поэтому: сверху вниз по главной подгруппе возрастают основанные свойства оксидов, а кислотные ослабевают.

Обратите внимание! Если один и тот же элемент образует несколько оксидов с разными степенями окисления, то чем выше степень окисления элемента в оксиде, тем выше его кислотные свойства.

Например: FeO+2 и F2O3+3 — первый оксид основной, а второй амфотерный.

Cr+2 Cr2O3+3 CrO3+6 — первый оксид основной, второй – амфотерный, последний – кислотный.


План-конспект на тему «Основные классы неорганических соединений. Оксиды.»

ЛЕКЦИЯ 7.

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. ОКСИДЫ.

  1. Определение понятия «оксид».

  2. Номенклатура оксидов:

    1. Русская;

    2. Международная.

  3. Классификация оксидов:

    1. Основные;

    2. Амфотерные;

    3. Кислотные;

    4. Индифферентные.

  4. Способы получения окислов.

  5. Химические свойства оксидов.

  6. Физические свойства оксидов.

  7. Применение оксидов.

Классификация веществ облегчает их изучение. Зная особенности классов соединений, можно охарактеризовать свойства отдельных их представителей. Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, основания, соли.

  1. Определение понятия «оксид».

Окислами (оксидами) называются вещества, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород.

Почти все химические элементы образуют оксиды. До настоящего времени еще не получены: оксиды трёх элементов – благородных газов гелия, неона и аргона.

  1. Номенклатура оксидов.

В настоящее время существует две номенклатуры оксидов.

    1. Русская.

Согласно русской номенклатуре окислы называются следующим образом:

  1. Если элемент имеет с кислородом одно соединение, то это соединение называется окисью, например – окись магния и окись алюминия соответственно. Если элемент образует с кислородом два окисла, то тот окисел, в котором степень окисления элемента меньше, называется закисью, а тот окисел, в котором степень окисления элемента больше – окисью; например – закись железа, – окись железа.

  2. Если в окисле на один атом элемента приходится два атома кислорода, то он называется двуокисью; например – двуокись азота, – двуокись серы. В том случае, когда в окисле на один атом элемента приходится три атома кислорода он называется трёхокисью; например – трёхокись серы.

  3. Если элемент образует большое число окислов, то те окислы, которые при взаимодействии с водой дают кислоты, называют ангидридами. Например, для азота известно пять окислов: – закись азота, – окись азота; – азотистый ангидрид; – двуокись азота, – азотный ангидрид.

    1. Международная.

Согласно международной номенклатуре (в России номенклатура неорганических соединений, т.е. система их наименований, в последние годы подверглась сильным изменениям. Ныне за основу её принята номенклатура, разработанная Международным союзом теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) и адаптированная к традициям русского языка) названия оксидов образуют из латинского корня названия элемента с большей относительной электроотрицательностью с окончанием «-ид» и русского названия элемента с меньшей относительной электроотрицательностью (см. табл. 1) в родительном падеже. Если же элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается степень окисления элемента римской цифрой в скобках сразу после названия. Например, – оксид водорода (вода), – оксид железа (II), – оксид железа (III), – оксид фосфора (III), — оксид фосфора (V), – гексаоксид тетрафосфора, – декаоксид тетрафосфора, – оксид меди (I) или оксид димеди.hello_html_mc86e9b3.png

Особую группу кислородных соединений элементов составляют пероксиды. Обычно их рассматривают как соли пероксида водорода (), проявляющего слабые кислотные свойства. У пероксидов атомы кислорода химически связаны не только с атомами других элементов, но и между собой (образуют пероксидную группу ). Например, пероксид натрия (пероксо- — название группы ). Надо уметь правильно определять степень окисления элементов в пероксидах. Так, в пероксиде бария , степень окисления бария равна +2, а кислорода -1.

  1. Классификация оксидов.

По химическим свойствам окислы делятся на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные или индифферентные). Солеобразующие оксиды делятся на основные, амфотерные и кислотные, т.е. обладают способностью образовывать соли (при взаимодействии с кислотами или основаниями).

Удобно рассматривать свойства оксидов, пользуясь периодической системой элементов Д.И. Менделеева. Так, свойства оксидов элементов III периода закономерно изменяются в соответствии со строением их атомов от основных () через амфотерные () к кислотным (). Такой переход справедлив для оксидов элементов всех периодов, кроме первого и седьмого.

    1. Основные оксиды.

Основными окислами называются такие окислы, которые, взаимодействуя с кислотами, дают соли и воду. Они образованы металлами с низкими степенями окисления (+1, +2), т.е. им соответствуют основания: ; .

Некоторые основные оксиды при взаимодействии с водой образуют основания. Например:

Другие основные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, а соответствующие им основания получаются из солей. Например:

    1. Амфотерные оксиды.

Амфотерными окислами называются такие окислы, которые взаимодействуют и с кислотами, и с основаниями, образуя соли и воду. Они проявляют двойственные свойства, т.е. им соответствуют и кислоты, и основания: .

Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются, но они реагируют и с кислотами, и с основаниями. Например:

тетрагидроксоцинкат (II) натрия

гексагидроксоалюминат (III) натрия

При сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются метаалюминаты (безводные алюминаты):

    1. Кислотные оксиды.

Кислотными окислами называются такие окислы, которые взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду. Они образованы неметаллами и металлами с высокими степенями окисления (+4, +5, +6, +7), т.е. им соответствуют кислоты: ;.

Большинство кислотных оксидов образуют кислоты при взаимодействии с водой, например:

Некоторые же кислотные оксиды с водой не взаимодействуют. Однако сами они могут быть получены из соответствующей кислоты. Например:

Большинство кислотных оксидов образуют соли при взаимодействии с основными окислами (см. подпункт 3) пункта 5. Химические свойства оксидов).

    1. Индифферентные оксиды.

Безразличными окислами называются такие соединения, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями; и они не образуют солей.

Рассмотренная выше классификация может быть представлена в виде схемы.

  1. Способы получения окислов.

Способы получения веществ в промышленности часто отличаются от лабораторных, поскольку требуется проведение экономически более выгодных процессов и из дешёвого сырья. В разделах, посвящённых получению конкретных веществ, приводятся соответствующие способы получения как в лабораторных условиях, так и в промышленности.

  1. Большинство простых веществ при нагревании на воздухе или кислороде сгорают, образуя окислы. Основные окислы образуются только металлами. Кислотные окислы образуются неметаллами и металлами, которые проявляют высокую степень окисления. Непосредственно с кислородом не взаимодействуют хлор, бром, йод

  1. Термическое разложение оснований. Некоторые основания при нагревании легко теряют воду и превращаются в окислы металлов

  1. Термическое разложение кислот. Кислородсодержащие кислоты при нагревании и в присутствии водоотнимающих веществ () превращаются в кислотные окислы (ангидриды)

Некоторые кислоты, существующие только в растворе, легко дегидратируются даже при слабом нагревании

  1. Термическое разложение солей. Соли кислородсодержащих кислот (особенно легко карбонаты, нитраты, сульфаты) при нагревании разлагаются, образуя окисел металла и кислотный окисел

Если окисел металла термически неустойчив, то вместо окисла образуется металл

Следует отметить, что соли щелочных металлов термически наиболее устойчивы, и если при нагревании происходит их разложение, то окислы при этом не образуются

  1. Если элемент имеет несколько степеней окисления, то окислением низшего окисла можно получить более высший окисел и, наоборот, высший окисел при определённых условиях может быть восстановлен

  1. При высокой температуре нелетучий окисел может вытеснить более летучий

  1. При взаимодействии азотной кислоты и концентрированной серной кислоты с металлами и некоторыми неметаллами (обладающими восстановительными свойствами) образуются окислы, в которых азот и сера проявляют более низкие степени окисления, чем в исходных кислотах

  1. Химические свойства оксидов.

Важнейшие химические свойства оксидов обусловливаются их отношением к воде, кислотам и основаниям.

  1. Окислы, образованные щелочными и щелочноземельными металлами (), вступают в реакцию с водой, образуя щелочи

Эти реакции сопровождаются выделением большого количества теплоты – экзотермические.

  1. Все основные окислы, взаимодействуя с кислотами, дают соли и воду. Например, при нагревании раствора серной кислоты с окисью меди образуется голубой раствор сульфата меди

  1. Основные окислы взаимодействуют с кислотными окислами с образованием соли. Реакция окиси кальция с двуокисью кремния происходит в доменной печи с целью удаления пустой породы в виде легкоплавкого шлака (силиката кальция):

  1. Большинство кислотных окислов (ангидридов) взаимодействует с водой с образованием кислот. При поглощении серного ангидрида водой образуется серная кислота

Эта реакция сопровождается выделением большого количества теплоты, поэтому на производстве растворяют не в воде, а в растворах серной кислоты.

Некоторые кислотные окислы не взаимодействуют с водой, например двуокись кремния.

  1. Все кислотные окислы реагируют со щелочами. При пропускании двуокиси углерода или двуокиси серы в растворы щелочей образуется соль и вода

При сплавлении твёрдых двуокиси кремния и гидроксида натрия происходит реакция с образованием соли – силиката натрия

  1. Амфотерные окислы реагируют и с кислотами, и с основаниями. В обоих случаях получается соль и вода (см. подпункт 3.2. пункт 3. Классификация оксидов).

  1. Физические свойства оксидов.

Разнообразны физические свойства оксидов. Одни из них являются газообразными веществами при обычных условиях ( и др.), другие – жидкостями (при охлаждении снегом – и др.), третьи – твёрдыми (все основные и амфотерные оксиды, некоторые кислотные оксиды – и др.).

Самый ядовитый из оксидов – оксид углерода(II) или угарный газ. Его молекулы связываются гемоглобином крови намного прочнее, чем молекулы кислорода. Поэтому при наличии даже незначительной примеси этого вещества в воздухе, человек может погибнуть от удушья.

Ядовитыми также являются диоксид серы и диоксид азота .

  1. Применение оксидов.

Один из наиболее широко использующихся оксидов – вода , о применении которой в быту, технике и промышленности вы уже знаете.

Разнообразное применение находят и некоторые другие оксиды.

Так, например, из оксида железа (III) , входящего в состав железных руд, в промышленности получают железо, а из оксида алюминия – алюминий. Оксид алюминия применяют также для изготовления искусственных драгоценных камней – рубина и сапфира. Мелкие кристаллы этого оксида применяются также в производстве наждачной бумаги.

Оксид углерода (IV) (углекислый газ) используют в пищевой промышленности для изготовления всех газированных напитков, для увеличения срока сохранности фруктов и овощей. Этим веществом наполняют углекислотные огнетушители. Твёрдый оксид углерода (IV) под названием «сухой лёд» применяют для хранения мороженого, для сильного охлаждения различных материалов.

Достаточно широко используется и оксид серы (IV) (сернистый газ). Он находит применение в производстве серной кислоты, для дезинфекции складских помещений, уничтожения вредных насекомых и бактерий, отбеливания бумаги.

Оксид кремния (IV) в виде кварцевого песка используется в производстве стекла и бетона. Вместе с оксидом свинца(II) он применяется для изготовления полудрагоценных камней и украшений («кристаллы Сваровски»).

Оксид кальция под названием «негашеная известь» применяют при изготовлении различных строительных материалов.

Оксиды некоторых других металлов находят применение и в производстве красок. Так, например, используют для изготовления краски коричневого, – синего, – зелёного, – розового, и – белого цвета.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.