Основные оксиды. Основные оксиды Примеры решения задач

Оксид железа (II) Твёрдое вещество черного цвета. Ионная кристаллическая решетка. Устойчивым оксид железа становится лишь при повышении температуры. Высокая температура плавления и кипения. Нерастворим в воде.

Оксид железа (II) Разлагается при умеренном нагревании, но при дальнейшем нагревании продуктов разложения образуется вновь: Взаимодействие с кислородом:

Оксид железа (II) Нагревание железа при низком давлении кислорода: Восстановление оксида железа (III) угарным газом:

Оксид железа (III) Твёрдое вещество красного цвета. Ионная кристаллическая решётка. Высокая температура плавления и кипения. Нерастворим в воде.

Гидроксид железа (II) Гидроксид железа(II) - твёрдое вещество с формулой Fe(OH)2. Чистый гидроксид железа(II) - кристаллическое вещество белого цвета. Высокая температура плавления и кипения. Нерастворим в воде.

Гидроксид железа (II) При нагревании разлагается с образованием оксида железа(II): Проявляет свойства основания - легко вступает в реакции с разбавленными кислотами, например с соляной (образуется раствор хлорида железа(II)):

Гидроксид железа (III) Гидроксид железа(III) - твёрдое вещество с формулой Fe(OH)3. Гидроксид железа(III) образует красновато-коричневые кристаллы. Высокая температура плавления и кипения. Нерастворим в воде.

Гидроксид железа (III) Действие щелочей на растворимые соли железа(III).

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Оксиды могут быть солеобразующими и несолеобразующими: одним из видов солеобразующих оксидов являются основные оксиды. Чем они отличаются от других видов, и каковы их химические свойства?

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Если основным оксидам соответствуют основания, то кислотным – кислоты, а амфотерным оксидам соответствуют амфотерные образования. Амфотерными оксидами называют такие соединения, которые в зависимости от условий могут проявлять либо основные, либо кислотные свойства.

Рис. 1. Классификация оксидов.

Физические свойства оксидов очень разнообразны. Они могут быть как газами (CO 2), так и твердыми (Fe 2 O 3) или жидкими веществами (H 2 O).

При этом большинство основных оксидов является твердыми веществами различных цветов.

оксиды, в которых элементы проявляют свою высшую активность называются высшими оксидами. Порядок возрастания кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

Химические свойства основных оксидов

Основными оксидами называются оксиды, которым соответствуют основания. Например, основным оксидам K 2 O, СaO соответствуют основания KOH, Ca(OH) 2 .

Рис. 2. Основные оксиды и соответствующие им основания.

Основные оксиды образуются типичными металлами, а также металлами переменной валентности в низшей степени окисления (например, CaO, FeO), реагируют с кислотами и кислотными оксидами, образуя при этом соли:

CaO (основной оксид)+CO 2 (кислотный оксид)=СaCO 3 (соль)

FeO (основной оксид)+H 2 SO 4 (кислота)=FeSO 4 (соль)+2H 2 O (вода)

Основные оксиды также взаимодействуют с амфотерными оксидами, в результате чего происходит образование соли, например:

С водой реагируют только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов:

BaO (основной оксид)+H 2 O (вода)=Ba(OH) 2 (основание щелочнозем. металла)

Многие основные оксиды имеют характер восстанавливаться до веществ, состоящих из атомов одного химического элемента:

3CuO+2NH 3 =3Cu+3H 2 O+N 2

При нагревании разлагаются только оксиды ртути и благородных металлов:

Рис. 3. Оксид ртути.

Список основных оксидов:

Название оксида	Химическая формула	Свойства
Оксид кальция	CaO	негашенная известь, белое кристаллическое вещество
Оксид магния	MgO	белое вещество, малорастворимое в воде
Оксид бария	BaO	бесцветные кристаллы с кубической решеткой
Оксид меди II	CuO	вещество черного цвета практически нерастворимое в воде
	HgO	твердое вещество красного или желто-оранжевого цвета
Оксид калия	K 2 O	бесцветное или бледно-желтое вещество
Оксид натрия	Na 2 O	вещество, состоящее из бесцветных кристаллов
Оксид лития	Li 2 O	вещество, состоящее из бесцветных кристаллов, которые имеют строение кубической решетки

Оксиды - это бинарные соединения кислорода, то есть сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых является кислород.

Э 2 +n O n -2 - общая формула оксидов, где

n - степень окисления элемента

2 - степень окисления кислорода

Названия оксидов составляется из слова "оксид" и названия элемента образующего оксид в родительном падеже (CaO - оксид кальция).

Схема классификация оксидов

Таблица классификация оксидов с примерами

Классификация оксидов	Определение	Примеры реакций	Типичные взаимодействия
Нормальные	Оксиды, в которых есть только связи между кислородом и каким-нибудь элементом	MgO, SO 3 , SiO 2	Смотрите свойства кислотных и основных оксидов
Пероксиды	Те, в которых есть связи между двумя атомами кислорода	Na 2 O 2 , H 2 O 2	Смотрите таблицу свойства пероксида водорода
Смешанные оксиды	Те, которые представляют собой смесь двух оксидов одного элемента в разных степенях окисления	Pb 3 O 4 = 2РbО · PbO 2 Fe 3 O 4 = FeO · Fe 2 O 3	Обладают теми же свойствами, что и входящие в их составы оксиды
Кислотные или ангидриды	Оксиды, которые реагируют с водой, образуя кислоты; с основаниями и основными оксидами - образуют соли	SO 3 , SO 2 , Mn 2 O 7	SO 2 + Н 2 O → Н 2 SO 3 С основаниями и основными оксидами: Мn 2 O 7 + 2КOН → 2КМnO 4 + Н 2 O
Основные оксиды	Те, которые реагируют с водой, образуя основания; с кислотами и кислотными оксидами образуют соли		СаО + Н 2 O → Са(ОН) 2 С кислотами и кислотными оксидами: Na 2 O + СО 2 → Na 2 CO 3
Амфотерные оксиды	Те, которые в зависимости от условий проявляют свойства и кислотных, и основных оксидов		С кислотами: ZnO + 2НСl → ZnCl 2 + Н 2 O С щелочами: ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2
Безразличные (несолеобразующие)	Оксиды, которые не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями. Солей не образуют		NO + Н 2 O -/-> N 2 O + NaOH

Способы получения оксидов таблица

Почти все хим. элементы образуют оксиды. На данный момент не получены оксиды гелия, неона и аргона.

Способы получения оксидов		Примечание
Взаимодействие простых веществ с кислородом	S + O 2 → SO 2 4Аl + 3O 2 → 2Аl 2 0 3	Так получают преимущественно оксиды неметаллов
Термическое разложение оснований, солей, кислот	СаСО 3 t → CaO + CO 2 2H 3 BO 3 t → Bg 2 O 3 + H 2 O Mg(OH) 2 t → MgO + H 2 0	Так получают преимущественно оксиды металлов
Взаимодействие простых веществ и солей с кислотами-окислителями	C + 4HNO 3 (p-p) → CO 2 + 4N0 2 + H 2 O Сu + 4HNO 3 (конд.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 → 2NaHS0 4 + SO 2 + H 2 O	Способ получения преимущественно оксидов неметаллов

Химические свойства оксидов таблица

Классификация оксидов	Химические свойства оксидов	Примеры реакции
Основные оксиды	1. Основной оксид* + вода -> щелочь	К 2 О + Н 2 О → 2КОН, ВаО + Н 2 O → Ва(ОН) 2
	2. Основной оксид + кислота -> соль + вода	CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + Н 2 О
	3. Основной оксид + кислотный оксид -> соль	MgO + СО 2 → MgCO 3 , ЗСаО + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2
Кислотные оксиды	1. Кислотный оксид + вода -> кислота	SO 3 + Н 2 O → H 2 SO 4 Сl 2 O 7 + Н 2 О → 2НСlO 4 SiO 2 + Н 2 O -/-> нет реакции (исключение)
	2. Кислотный оксид + щелочь -> соль + вода	SO 3 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + Н 2 O
	3. Кислотный оксид + основной оксид -> соль	SiO 2 + CaO t → CaSiO 3 , Р 2 O 4 + ЗК 2 O → 2К 3 РО 4
Амфотерные оксиды	1. С кислотами реагируют как основные оксиды	ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + Н 2 O
	2. С основаниями (щелочами) реагируют как кислотные оксиды	ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + Н 2 O

_______________

Источник информации: Насонова А.Е. Химия, школьная программа в таблицах и формулах, 1998

«Мягкий и твердый согласный» - Твердые и мягкие согласные звуки. Перед гласными. Двер. Твердо После твердого знака. Весы показывают правильный вес Вес ден идет дожд. Обозначение мягкости согласного с помощью мягкого знака. Думаю, известно всем, Дней в неделе ровно. Вставьте пропущенные буквы. Семь. Согласный звучит. Соберите слова.

«Оксид азота» - 2NO2 === N2O4. Азот способен проявлять несколько степеней окисления от -3 до +5. Приведите примеры реакций, доказывающих кислотные свойства оксида азота(III). Как и оксид азота(III) практического значения не имеет. Бесцветный газ, не имеет запаха. Солеобразующие: N2O3 NO2 N2O4 N2O5 димер оксида азота(IV).

«Разложение оксидов» - Амфотерные оксиды. Классиф. Классификация оксидов. Основные оксиды. Оглавление. Индеферентные оксиды (несолеобразующие). Пособие для учащихся. Глоссарий. Задания. Оксиды. Кислотные оксиды.

«Свет и цвет» - Цветное стекло. h - постоянная Планка v - частота излучения. Частичное поглощение и отражение света. Применение светофильтров. Полное отражение света. Цвет прозрачных и непрозрачных тел. Защитная маска. Три основных «световых» цвета. Цвет отраженного света. Цветное. Три основных «пигментных» цвета. Аддитивное смешение цветов.

«Кальций Сa» - Опишите физические свойства Ca. Температура плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов. Кальций в виде фосфата Ca3 (PO4)2 входит в состав апатитов, фосфоритов. Задание для повторения. Жесткость воды обусловлена наличием в ней ионов Ca и Mg. Химические свойства Ca. Кальций Ca. Применение. Получение Ca.

«Металл медь» - Сначала образуется оксид Cu2O, затем - оксид CuO. Плотность 8,92 г/см3, температура плавления 1083,4 °C, температура кипения 2567 °C. Особенно велика была роль бронзы. Химический элемент побочной подгруппы 1 группы – Cu (Медь). В морской воде содержится примерно 1·10-8 % меди. Попадание солей меди в организм приводит к различным заболеваниям человека.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Оксиды – класс неорганических соединений, представляют собой соединения химического элемента с кислородом, в которых кислород проявляет степень окисления «-2».

Исключение дифторид кислорода (OF 2), поскольку электроотрицательность фтора выше, чем у кислорода и фтор всегда проявляет степень окисления «-1».

Оксиды, в зависимости от проявляемых ими химических свойств подразделяют на два класса – солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Солеобразующие оксиды имеют внутреннюю классификацию. Среди них выделяют кислотные, основные и амфотерные оксиды.

Химические свойства несолеобразующих оксидов

Несолеобразующие оксиды не проявляют ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств, не образуют соли. К несолеобразующим оксидам относятся оксиды азота (I) и (II) (N 2 O, NO), оксид углерода (II) (CO), оксид кремния (II) SiO и др.

Несмотря на то, что несолеобразующие оксиды не способны к образованию солей при взаимодействии оксида углерода (II) с гидроксидом натрия образуется органическая соль – формиат натрия (соль муравьиной кислоты):

CO + NaOH = HCOONa.

При взаимодействии несолеобразующих оксидов с кислородом получают высшие оксиды элементов:

2CO + O 2 = 2CO 2 ;

2NO + O 2 = 2NO 2 .

Химические свойства солеобразующих оксидов

Среди солеобразующих оксидов различают основные, кислотные и амфотерные оксиды, первые из которых при взаимодействии с водой образуют основания (гидроксиды), вторые – кислоты, а третьи – проявляют свойства как кислотных, так и основных оксидов.

Основные оксиды реагируют с водой с образованием оснований:

CaO + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ;

Li 2 O + H 2 O = 2LiOH.

При взаимодействии основных оксидов с кислотными или амфотерными оксидами получаются соли:

CaO + SiO 2 = CaSiO 3 ;

CaO + Mn 2 O 7 = Ca(MnO 4) 2 ;

CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2 .

Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей и воды:

CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O;

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

При взаимодействии основных оксидов, образованных металлами, стоящими в ряду активности после алюминия, с водородом, происходит восстановление металлов, входящих в оксида:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот:

P 2 O 5 + H 2 O = HPO 3 (метафосфорная кислота);

HPO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота);

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 .

Некоторые кислотные оксиды, например, оксид кремния (IV) (SiO 2), не вступают в реакцию взаимодействия с водой, поэтому, соответствующие этим оксидам кислоты получают косвенным путем.

При взаимодействии кислотных оксидов с основными или амфотерными оксидами получаются соли:

P 2 O 5 + 3CaO = Ca 3 (PO 4) 2 ;

CO 2 + CaO = CaCO 3 ;

P 2 O 5 +Al 2 O 3 = 2AlPO 4 .

Кислотные оксиды реагируют с основаниями с образованием солей и воды:

P 2 O 5 + 6NaOH = 3Na 3 PO 4 + 3H 2 O;

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотными и основными оксидами (см. выше), а также с кислотами и основаниями:

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O;

Al 2 O 3 + NaOH + 3H 2 O = 2Na;

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O;

ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 4

ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 .

Физические свойства оксидов

Большинство оксидов – твердые вещества при комнатной температуре (CuO – порошок черного цвета, CaO – белое кристаллическое вещество, Cr 2 O 3 – порошок зеленого цвета и т.д.). Некоторые оксиды представляют собой жидкости (вода – оксид водорода – бесцветная жидкость, Cl 2 O 7 – бесцветная жидкость) или газы (CO 2 – газ без цвета, NO 2 – газ бурого цвета). Строение оксидов также различно, чаще всего молекулярное или ионное.

Получение оксидов

Практически все оксиды можно получить по реакции взаимодействия конкретного элемента с кислородом, например:

2Cu + O 2 = 2CuO.

К образованию оксидов также приводит термическое разложение солей, оснований и кислот:

CaCO 3 = CaO + CO 2 ;

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O;

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O.

Среди других способов получения оксидов выделяют обжиг бинарных соединений, например, сульфидов, окисление высших оксидов до низших, восстановление низших оксидов до высших, взаимодействие металлов с водой при высокой температуре и др.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

При электролизе 40 моль воды выделилось 620 г кислорода. Определите выход кислорода.

Решение

Выход продукта реакции определяется по формуле: η = m pr / m theor × 100%. Практическая масса кислорода – масса, указанная в условии задачи – 620 г. Теоретическая масса продукта реакции – масса, рассчитанная по уравнению реакции. Запишем уравнение реакции разложения воды под действием электрического тока: 2H 2 O = 2H 2 + O 2 . Согласно уравнению реакции n(H 2 O):n(O 2) = 2:1, следовательно n(O 2) = 1/2×n(H 2 O) = 20 моль. Тогда, теоретическая масса кислорода будет равна: