Типичные реакции кислотных оксидов таблица. Типичные реакции оснований

Это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых - кислород со степенью окисления (-2). Общая формула оксидов: Э m О n , где m - чис­ло атомов элемента Э , а n - число атомов кис­лорода. Оксиды могут быть твердыми (песок SiO 2 , разно­видности кварца), жидкими (оксид водорода H 2 O), газо­образными (оксиды углерода: углекислый CO 2 и угарный СО газы).

Номенклатура химических соединений развивалась по мере накопления фактического материала. Сначала, пока число известных соединений было невелико, широко использовались тривиальные названия, не отражающие состава, строения и свойства вещества, - сурик РЬ 3 О 4 , глет РЬО, жженая магнезия MgO, железная окалина Fe 3 О 4 , веселящий газ N 2 О, белый мышьяк As 2 О 3 На смену тривиальной номенклатуре при шла полусистематическая номенклатура - в название были включены указания числа атомов кислорода в соединении: закись - для более низких, окись - для более высоких степеней окисления; ангидрид - для оксидов кислотного характера.

В настоящее время почти завершен переход к современной номенклатуре. Согласно международной номенклатуре, в названии оксида следует указывать валентность элемента; например, SО 2 - оксид cepы(IV), SО 3 - оксид cepы(VI), CrO - оксид хрома(II), Cr 2 О 3 - оксид хрома(III), CrO 3 - оксид хрома(VI).

По химическим свойствам оксиды подразде­ляются на солеобразующие и несолеобразующие .

Типы оксидов

Несолеобразующими называются такие окси­ды, которые не взаимодействуют ни со щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Их немного, в состав входят неметаллы.

Солеобразующими называются такие оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или основа­ниями и образуют при этом соль и воду.

Среди солеобразующих оксидов различают ок­сиды основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды - это такие оксиды, кото­рым соответствуют основания. Например: CuO со­ответствует основание Cu(OH) 2 , Na 2 O - основание NaOH, Cu 2 O - CuOH и т. д.

Оксиды в таблице Менделеева

Типичные реакции основных оксидов

1. Основный оксид + кислота = соль + вода (реак­ция обмена):

2. Основный оксид + кислотный оксид = соль (реакция соединения):

3. Основный оксид + вода = щелочь (реакция со­единения):

Кислотные оксиды - это такие оксиды, кото­рым соответствуют кислоты. Это оксиды неметал­лов: N 2 O 5 соответствует HNO 3 , SO 3 - H 2 SO 4 , CO 2 - H 2 CO 3 , P 2 O 5 - H 4 PO 4 а также оксиды металлов с большим значением степеней окисления: Cr 2 +6 O 3 соответствует H 2 CrO 4 , Mn 2 +7 O 7 - HMnO 4 .

Типичные реакции кислотных оксидов

1. Кислотный оксид + основание = соль + вода (реакция обмена):

2. Кислотный оксид + основный оксид соль (реакция соединения):

3. Кислотный оксид + вода = кислота (реакция соединения):

Такая реакция возможна, только если кислот­ный оксид растворим в воде.

Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Это ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , V 2 O 5 .

Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются.

Типичные реакции амфотерных оксидов

1. Амфотерный оксид + кислота = соль + вода (ре­акция обмена):

2. Амфотерный оксид + основание = соль + вода или комплексное соединение:

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

Получение основных оксидов

Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода.

2Mg + O 2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

Метод неприменим для получения оксидов щелочных металлов. В реакции с кислородом щелочные металлы обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na 2 O, К 2 O труднодоступны.

Обжиг сульфидов

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2

4FeS 2 + 110 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляю­щихся до сульфатов.

Разложение гидроксидов

Cu(OH) 2 = СuО + Н 2 О

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

Разложение солей кислородсодержащих кислот.

ВаСO 3 = ВаО + СO 2

2Pb(NO 3) 2 = 2РЬО + 4N0 2 + O 2

4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

Разложение легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей.

2 CO 3 = 2ZnO + СO 2 + Н 2 O

Получение кислотных оксидов

Кислотные оксиды представлены оксидами неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окис­ления. Они могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

1. 4Р + 5O 2 = 2Р 2 O 5
2. 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
3. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O
4. Na 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O

Понятие «оксиды» включает бесконечное разнообразие веществ: жидкие, например оксид водорода, или вода; твёрдые, например оксид кремния (IV) - песок и множество разновидностей кварца, среди которых халцедон и аметист, горный хрусталь и морион; газообразные, например оксиды углерода (IV) и (II) - углекислый и угарный газы.

По своим химическим свойствам все оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующих оксидов немного. В их состав входят элементы-неметаллы, например: оксиды азота (I) и (II) - N 2 O и NO, оксид углерода (II) - СО и некоторые другие.

Среди солеобразующих оксидов различают оксиды основные, кислотные и амфотерные. С последними вы будете знакомиться в 9 классе.

Основные оксиды - это такие оксиды, которым соответствуют основания.

Например,

К основным оксидам относят оксиды металлов с небольшими степенями окисления (+1 и +2), т. е. оксиды металлов IA и IIA группы Периодической системы Д. И. Менделеева, HgO, МпО и некоторые другие. Все основные оксиды представляют собой твёрдые вещества.

Типичные реакции основных оксидов

Лабораторный опыт № 27
Взаимодействие основных оксидов с кислотами

В пробирку поместите немного (объёмом со спичечную головку) порошка оксида меди (II). Отметьте его цвет.

Налейте в пробирку с оксидом меди (II) 1-2 мл раствора серной кислоты. Для ускорения реакции слегка нагрейте содержимое пробирки. Что наблюдаете?

Поместите на стеклянную или фарфоровую пластину 1-2 капли полученного раствора, используя стеклянную палочку или пипетку, и выпарьте его. Что образовалось на стеклянной пластине?

Напишите молекулярное и ионные уравнения реакций между оксидом меди (II) и серной кислотой.

Рис. 144.
Взаимодействие основного оксида с водой

Эта реакция протекает только в том случае, если образуется растворимое основание - щёлочь, поэтому CuO + Н 2 O ≠, так как Сu(ОН) 2 - нерастворим.

Рис. 145.
Взаимодействие кислотного оксида с водой Лабораторный опыт № 28
Взаимодействие основных оксидов с водой

Налейте в две пробирки по 2-3 мл дистиллированной воды. Добавьте в каждую пробирку по 2-3 капли раствора фенолфталеина.

Поместите в 1-ю пробирку немного (не более половины спичечной головки) оксида кальция, а во 2-ю - оксида меди (II).

Перемешайте содержимое пробирок. Что наблюдаете?

Составьте молекулярные и ионные уравнения проведённых реакций.

Сформулируйте вывод о взаимодействии основных оксидов с водой.

К кислотным оксидам относят оксиды неметаллов:

а также оксиды металлов с большим значением степени окисления, например:

Лабораторный опыт № 29
Взаимодействие кислотных оксидов с щелочами

Налейте в пробирку 2 мл известковой воды. Опишите раствор.

Используя трубку с тонко оттянутым концом, продуйте через известковую воду в пробирке выдыхаемый вами воздух. Что наблюдаете?

Составьте молекулярные и ионные уравнения реакции.

В чём сущность реакции щёлочи с кислотным оксидом?

Однако эта реакция возможна только в том случае, если кислотный оксид растворим в воде. А если взять оксид кремния (IV), то реакция практически не пойдёт:

Лабораторный опыт № 30
Взаимодействие кислотных оксидов с водой

Налейте в 1-ю пробирку 2-3 мл дистиллированной воды, а во 2-ю - газированную воду (раствор оксида углерода (IV) в воде).

Поместите в 1-ю пробирку немного (на кончике шпателя) оксида кремния (IV). Добавьте в каждую пробирку по 2-3 капли раствора лакмуса. Перемешайте содержимое пробирок. Что наблюдаете?

Составьте молекулярные уравнения проведённых реакций.

Сформулируйте вывод о взаимодействии кислотных оксидов с водой.

Ключевые слова и словосочетания

1. Оксиды несолеобразующие и солеобразующие.
2. Оксиды основные и кислотные.
3. Типичные свойства основных оксидов: взаимодействие их с кислотами, кислотными оксидами и водой.
4. Типичные свойства кислотных оксидов: взаимодействие их с основаниями, основными оксидами и водой.
5. Условия протекания реакций кислотных и основных оксидов с водой.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

Оксид - бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом

Номенклатура оксидов

Названия оксидов строится таким образом: сначала произносят слово «оксид», а затем называют образующий его элемент. Если элемент имеет переменную валентность, то она указывается римской цифрой в круглых скобках в конце названия:
Na I 2 O – оксид натрия; Са II О – оксид кальция;
S IV O 2 – оксид серы (IV); S VI O 3 – оксид серы (VI).

Классификация оксидов

По химическим свойствам оксиды делятся на две группы:
1. Несолеобразующие (безразличные) – не образуют солей, например: NO, CO, H 2 O;
2. Солеобразующие , которые, в свою очередь, подразделяются на:
– основные – это оксиды типичных металлов со степенью окисления +1,+2 (I и II групп главных подгрупп, кроме бериллия) и оксиды металлов в минимальной степени окисления, если металл обладает переменной степенью окисления (CrO, MnO);
– кислотные – это оксиды типичных неметаллов (CO 2 , SO 3 , N 2 O 5) и металлов в максимальной степени окисления, равной номеру группы в ПСЭ Д.И.Менделеева (CrO 3 , Mn 2 O 7);
– амфотерные оксиды (обладающие как основными, так и кислотными свойствами, в зависимости от условий проведения реакции) – это оксиды металлов BeO, Al 2 O 3 , ZnO и металлов побочных подгрупп в промежуточной степени окисления (Cr 2 O 3 , MnO 2).

Основные оксиды

Основными называются оксиды , которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами.

Основным оксидам соответствуют основания.

Например , оксиду кальция CaO отвечает гидроксид кальция Ca(OH)2, оксиду кадмия CdO – гидроксид кадмия Cd(OH)2.

Химические свойства основных оксидов

1. Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием оснований.

Условие протекания реакции: должны образовываться растворимые основания!
Na 2 O + H 2 O → 2NaOH
CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Al 2 O 3 + H 2 O → реакция не протекает, так как должен образовываться Al(OH) 3 , который нерастворим.
2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:
CaO + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O.
3. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли:
СaO + SiO 2 → CaSiO 3

4. Взаимодействие с амфотерными оксидами:
СaO + Al 2 O 3 → Сa(AlO 2) 2

Кислотные оксиды

Кислотными называются оксиды , которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Им соответствуют кислоты.

Например , оксиду серы (IV) соответствует сернистая кислота H 2 SO 3 .

Химические свойства кислотных оксидов

1. Взаимодействие с водой с образованием кислоты:
Условия протекания реакции : должна образовываться растворимая кислота.

P 2 O 5 + 3H 2 O → 2H 3 PO 4
2. Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды:

Условия протекания реакции : с кислотным оксидом взаимодействует именно щелочь, то есть растворимое основание.

SO 3 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + H 2 O
3. Взаимодействие с основными оксидами с образованием солей:
SO 3 + Na 2 O → Na 2 SO 4

Амфотерные оксиды

Оксиды, гидратные соединения которых проявляют свойства как кислот, так и оснований, называются амфотерными.
Например: оксид алюминия Al2O3, оксид марганца (IV) MnO2.

НЕКОТОРЫЕ СПРАВОЧНЫЕ МАТЕРИАЛЫ ПО ХИМИИ

Основные характеристики элементарных частиц

Частица и ее обозначение	Масса	Заряд	Примечание
Протон - р+			Число протонов равно порядковому номеру элемента
Нейтрон - п 0			Число нейтронов находят по формуле: N=A-Z
Электрон - е	1:1837		Число электонов равно порядковому номеру элемента.

Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n 2 , где n - номер уровня.

Простые вещества

Металлы	Неметаллы
1.Твердые вещества (кроме ртути - Hg)	1. Твердые (сера - S, фосфор красный и фосфор белый - P4, иод - I2, алмаз и графит - С), газообразные вещества (Кислород - О2, озон - О3, азот - N2, водород - Н2, хлор - Сl2, фтор - F2, благородные газы) и жидкость (бром - Br2)
2. Имеют металлический блеск.	2. Не имеют металлического блеска (исключение составляют иод- I2, графит-С).
3. Электро- и теплопроводны	3. Большинство не проводят электрический ток (проводниками являются, например, кремний, графит)
4. Ковкие, пластичные, тягучие	4. В твердом состоянии - хрупкие

Изменение окраски индикаторов в зависимости от среды

Наименование индикатора	Окраска индикатора
	в нейтральной среде	в щелочной среде	в кислой среде
Лакмус	Фиолетовая	Синяя	Красная
Метиловый оранжевый	Оранжевая	Желтая	Красно-розовая
Фенолфталеин	Бесцветная	Малиновая	Бесцветная

При растворении серной кислоты нужно вливать ее тонкой струей в воду и перемешивать.

Номенклатура солей

Название кислоты (формула)	Название солей
Азотистая (HNO2)	Нитриты
Азотная (HNO3)	Нитраты
Хлороводородная (соляная) HCl	Хлориды
Сернистая (H2SO3)	Сульфиты
Серная (H2SO4)	Сульфаты
Сероводородная (H2S)	Сульфиды
Фосфорная (H3PO4)	Фосфаты
Угольная (H2CO3)	Карбонаты
Кремниевая (H2SiO3)	Силикаты

Карбонат кальция CaCO3- нерастворимая в воде соль, из которой морские животные (моллюски, раки, простейшие) строят покровы своего тела- раковины; фосфат кальция Ca3(PO4)2 - нерастворимая в воде соль, основа минералов фосфоритов и апатитов.

Вещества с атомной кристаллической решеткой : кристаллический вор, кремний и германий, а также сложные вещества, например такие, в состав которых входит оксид кремния (IV) - SiO2: кремнезем, кварц, песок, горный хрусталь.

Молекулярная кристаллическая решетка : HCl, H2O -полярные связи; N2, O3 - неполярные связи; твердая вода-лед, твердый оксид углерода (IV) - «сухой лед», твердые хлороводород и сероводород, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (H2,O2, Cl2,I2), трех- (О3), четырех- (Р4), восьмиатомными (S8) молекулами.

Химический анализ - определение состава смесей.

Особо чистые вещества - вещества, в которых содержание примесей, влияющих на их специфические свойства, не превышает одной стотысячной и даже одной миллионной процента.

Соотношение некоторых физико-химических величин и их единиц

Единица измерения	Масса (m)	Количество вещества (n)	Молярная масса (M)	Объем (V)	Молярный объем (V)	Число частиц (N)
Наиболее часто применяемая при изучении химии		моль	г/моль		л/моль	Число Авогадро N= 6х10 23
В 1000 раз большая	кг	кмоль	кг/кмоль	м 3	м 3 /кмоль	6х10 26
В 1000 раз меньшая	мг	ммоль	мг/ммоль	мл	мл/ммоль	6х10 20

Классификация кислот

Признаки классификации	Группы кислот
Наличие кислорода в кислотном остатке	А)кислородные: фосфорная, азотная Б)бескислородные: сероводородная, хлорная, бромоводородная
Основность	А)одноосновные: хлорная, азотная Б)двухосновные: серная, угольная,сероводородная В) трехосновные: фосфорная
Растворимость в воде	А) растворимые: серная, азотная,сероводородная Б) нерастворимые: кремниевая
Летучесть	А) летучие: хлорная, азотная, сероводородная Б) нелетучие: серная, кремниевая, фосфорная
Степень электролитической диссоциации	А) сильные: серная, хлорная, азотная Б) слабые: сероводородная, сернистая, угольная
Стабильность	А) стабильные: серная, фосфорная, хлорная Б) нестабильные: сернистая, угольная, кремниевая

Типичные реакции кислот

1. Кислота + основание = соль + вода (реакция обмена)

2. Кислота + оксид металла = соль + вода (реакция обмена)

3. Кислота + металл = соль + водород (реакция замещения)

4. Кислота + соль = новая кислота + новая соль (реакция обмена)

Классификация оснований

Признаки классификации	Группы оснований
Растворимость в воде	А) растворимые (щелочи): гидроксид натрия, гидроксид калия, гидроксид кальция, гидроксид бария Б) нерастворимые основания: гидроксид меди (II), гидроксид железа(II), гидроксид железа(III)
Кислотность (число гидроксогрупп)	А) однокислотные: гидроксид натрия (едкий натр), гидрокид калия (едкое кали) Б) двухкислотные: гидроксид железа(II), гидроксид меди (II)

Типичные реакции оснований

1. Основание + кислота = соль + вода (реакция обмена)

2. Основание + оксид неметалла = соль + вода (реакция обмена)

3. Щелочь + соль = новое основание + новая соль (реакция обмена)

Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например: Fe(OH)2 = FeO + вода

Типичные реакции основных оксидов

1. Основный оксид + кислота = соль + вода (реакция обмена)

2. Основный оксид + кислотный оксид = соль (реакция соединения)

3. Основный оксид + вода = щелочь (реакция соединения). Эта реакция протекает, если образуется растворимое основание - щелочь. Например, CuO + вода - реакция не протекает, т.к. гидроксид меди (II)- нерастворимое основание.

Типичные реакции кислотных оксидов

1. Кислотный оксид + основание = соль + вода (реакция обмена)

2. Кислотный оксид + основный оксид = соль (реакция соединения)

3. Кислотный оксид + вода = кислота (реакция соединения). Эта реакция возможна, если кислотный оксид растворим в воде. Например: оксид кремния (IV) практически не взаимодействует с водой.

Типичные реакции солей

1. Соль + кислота = другая соль + другая кислота (реакция обмена)

2. Соль + щелочь = другая соль + другое основание (реакция обмена)

3. Соль1 + соль2 = соль3 + соль 4 (реакция обмена: в реакцию вступают две соли, в результате ее получаются две другие соли)

4. Соль + металл = другая соль + другой металл (реакция замещения), нужно см. положение металла в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Правила ряда напряжений металлов

1.С растворами кислот взаимодействуют металлы, которые расположены левее водорода. Это распространяется на способность металлов вытеснять из растворов солей другие металлы. Например, медь из растворов ее солей можно вытеснять такими металлами, как магний, алюминий, цинк и др. металлами. А вот ртутью, серебром, золотом медь не вытесняется, т.к. эти металлы в ряду напряжений расположены правее, чем медь. Зато медь вытесняет их из растворов солей.

Первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на серную кислоту концентрированную и азотную кислоту любой концентрации: эти кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до оксида серы (IV), NO и т.д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получается нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода.

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило соблюдается при выполнении условий:

Обе соли (до и после реакции - реагирующая и образующаяся) должны быть растворимыми;

Металлы не должны взаимодействовать с водой, поэтому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с кальция) не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Окислительно-восстановительные реакции

Восстановитель - атомы, ионы, молекулы, отдающие электроны.

Важнейшие восстановители : металлы; водород; уголь; оксид углерода (II) CO; сероводород; аммиак; соляная кислота и т.д.

Процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами - окисление.

Окислитель - атомы, ионы, молекулы, принимающие электроны.

Важнейшие окислители : галогены; азотная и серная кислоты; перманганат калия и др.

Процесс присоединения электронов атомами, ионами и молекулами - восстановление.