Хотелось бы дать возможно более простое определение оксида - это соединение элемента с кислородом. Но существуют кислоты и соли. Рассмотрим соединения H2O2 и BaO2. Перекись водорода является слабой кислотой (она диссоциирует в воде давая ионы водорода и анионы HO2- и O2-2). Пероксид бария - это бариевая соль перекиси водорода. У молекул H2O2 и BaO2 есть кислородный мостик -O-O-, поэтому степень окисления кислорода в этих соединениях -1. В неорганической химии обычно пероксиды к классу оксидов не относят и поэтому необходимо уточнить определение оксида таким образом, чтобы пероксиды в этот класс не попадали. Фтор самый активный неметалл и вслед за ним идет кислород. Формальная степень окисления атома кислорода в оксиде фтора +2, а во всех других оксидах -2. Следовательно, оксидами называют соединения элементов с кислородом, в которых кислород проявляет формальную степень окисления равную -2 (за исключением оксида фтора, где она равна +2).
Один и тот же химический элемент может образовывать с кислородом не один оксид, а несколько, например, у азота известны оксиды N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. Во всех этих оксидах степень окисления у кислорода -2, а у азота, соответственно, +1, +2, +3, +4, +4 и +5. У двух оксидов: NO2 и N2O4 степен окисления азота и кислорода совпадают. В названии веществ отражается история развития химии как науки. В период накопления экспериментальных данных в химии названия веществ отражали либо способ их получения (жженая магнезия: MgCO3 ® MgO + CO2), либо характер воздействия на человека (N2O - веселящий газ), либо сферу применения (пурпурно-красная краска "сурик" - Pb3O4) и т.д. По мере того как все большее число людей изучало химию, по мере того как все большее число веществ надо было охарактеризовать и запомнить возникла необходимость просто словами называть формулу вещества. Введение понятий валентность, степень окисления и т.д. влияло на названия веществ. Мы приведем таблицу, в которой даны названия оксидов азота при использовании различных стилей и номенклатур.
Получение оксидов
При изучении данной главы особое внимание будет уделено взаимосвязи "родственных" веществ из разных классов.
Как получить оксиды из простых веществ? Их окислением:
2Mg + O2 = 2MgO, 2C + O2 = 2CO, C + O2 = CO2.
Рассмотрим лишь принципиальную возможность получения оксида из простых веществ. Получение CO и CO2 будет рассмотрено в разделе "Углерод".
Можно ли получить оксиды из оксидов? Да:
2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.
Можно ли получить оксиды из гидроксидов? Да:
Ca(OH)2 CaO + H2O, H2CO3 = CO2 + H2O.
Можно ли получить оксиды из солей? Да:
CaCO3 CaO + CO2, 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2.
Свойства оксидов
Если посмотреть внимательно реакции, написанные выше, то те из них, в которых оксиды встречались в левой части уравнения, будут говорить нам о свойствах оксидов. Эти общие для всех оксидов свойства относятся к окислительно-восстановительным процессам:
2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2, Al + Fe2O3 = Al2O3 + Fe, C + Fe2O3 = CO + 2FeO.
Но тем не менее, свойства оксидов обычно рассматриваются с учетом их классификации.
Свойства основных оксидов
Прежде всего надо показать, что отвечающие им гидроксиды являются основаниями:
CaO + H2O = Ca(OH)2, Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-,
т.е. оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов при взаимодействии с водой дают растворимые в воде основания, которые называются щелочами.
Основные оксиды, реагируя с кислотными или амфотерными оксидами, дают соли:
CaO + SO3 = CaSO4, BaO + Al2O3 = Ba(AlO2)2.
Основные оксиды, реагируя с кислотными или амфотерными гидроксидами, дают соли:
CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O, K2O + Zn(OH)2 = K2ZnO2 + H2O.
Основные оксиды, реагируя с кислыми солями, дают средние соли:
CaO + Ca(HCO3)2 = 2CaCO3 + H2O.
Основные оксиды, реагируя с нормальными солями, дают основные соли:
MgO + MgCl2 + H2O = 2Mg(OH)Cl.
Свойства кислотных оксидов
Отвечающие кислотным оксидам гидроксиды являются кислотами:
SO3 + H2O = H2SO4, H2SO4 = 2H+ + SO42- .
Многие кислотные оксиды, растворяясь в воде, дают кислоты. Но есть и такие кислотные оксиды, которые не растворяются в воде и с ней не взаимодействуют: SiO2.
Кислотные оксиды, реагируя с основными или амфотерными оксидами, дают соли:
SiO2 + CaO = CaSiO3, 3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3.
Кислотные оксиды, реагируя с основными или амфотерными гидроксидами, дают соли:
SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O, SO3 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + H2O.
Кислотные оксиды, реагируя с основными солями, дают средние соли.
Кислотные оксиды, реагируя с нормальными солями, дают кислые соли:
CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2.
Свойства амфотерных оксидов
Отвечающие амфотерным оксидам гидроксиды обладают амфотерными свойствами:
Zn(OH)2 = Zn2+ + 2OH-, H2ZnO2 = 2H+ + ZnO22-.
Амфотерные оксиды не растворяются в вводе.
Амфотерные оксиды, реагируя с основными или с кислотными оксидами, дают соли:
Al2O3 + K2O = 2KAlO2, Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3.
Амфотерные оксиды, реагируя с основными или кислотными гидроксидами, дают соли:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O, ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O.
Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор , который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.
Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.
Классификация оксидов
Все оксиды, по способности образовать соли, можно разделить на две группы:
- Солеобразующие оксиды (CO 2 , N 2 O 5 ,Na 2 O, SO 3 и т. д.)
- Несолеобразующие оксиды(CO, N 2 O,SiO, NO и т. д.)
В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:
- Основные оксиды — (Оксиды металлов — Na 2 O, CaO, CuO и т д)
- Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления V-VII — Mn 2 O 7 ,CO 2 , N 2 O 5 , SO 2 , SO 3 и т д)
- (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)
Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты
. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:
Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания
, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:
Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность
.
CO 2 – оксид углерода (IV)
N 2 O 3 – оксид азота (III)
Физические свойства оксидов
Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н 2 О), так и газами (СО 2 , SO 3) или твёрдыми веществами (Al 2 O 3 , Fe 2 O 3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н 2 О, СО) и белой (ZnO, TiO 2) до зелёной (Cr 2 O 3) и даже чёрной (CuO).
Основные оксиды
Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:
Кислотные оксиды
Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.
Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:
Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:
Получение оксидов
Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.
Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: 
При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований:
Взаимодействие некоторых металлов с водой:
Применение оксидов
Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO 3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.
Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.
Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.
Оксид кремния SiO 2 является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr 2 O 3 применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).
Оксид углерода CO 2 , который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.
И ртути, формула вещества - HgO. При нормальных условиях это твердое непрочное вещество, в зависимости от дисперсности бывает красного или желтого цвета - основной и важнейший оксид ртути. В природе оксид ртути практически не встречается, исключение - редкий минерал монтроидит. В 1774 году ученый Джозеф Пристли с помощью оксида ртути открыл кислород (реакция разложения оксида ртути).
Свойства оксида ртути
HgO желтого цвета - более химически активное вещество, разлагающееся при температуре 332 градусов Цельсия, краснеющее при нагревании. Красный оксид ртути распадается при 500 °С, а при нагревании меняет свой цвет на черный (эта реакция обратимая). Оксид ртути(II) малорастворим в воде и проявляет слабые основные свойства. Растворяется в концентрированных растворах щелочей, образуя при этом гидроксокомплексы. HgO желтого цвета взаимодействует с NH₃, образуя основания Миллона:
2HgO + NH₃ → OH · H₂O + Q
Это вещество вступает в реакцию с кислотами, образуя соответствующие соли. Применяется для получения ртути, а также используется при изготовлении некоторых видов гальванических элементов. Оксид ртути очень токсичен.
Получение оксида ртути (на примере опыта)
Оксид ртути (II) - полезный реактив, из которого в лабораторных условиях можно получить разнообразные ртути, к примеру хлорид или ацетат ртути(II). Ацетат ртути(II) используется в органическом синтезе (например, для получения изопропилата алюминия), а с помощью HgCl₂ можно получить активированную амальгаму магния.
Для проведения опыта потребуется оборудование :
- колба со шлифом;
- пробирка;
- обратный холодильник;
- пористый стеклянный фильтр;
- коническая колба.
Используемые реактивы :
- азотная кислота (65%-ная);
- ртуть;
- едкий натр;
- хлорид натрия или соляная кислота.
Техника безопасности во время проведения опыта
Оксиды азота (II) и (IV) ядовиты и канцерогенны, работать с ним необходимо очень осторожно. Соли ртути токсичны для людей и опасны для окружающей среды. Ядовитый нитрат ртути легко всасывается через кожу. Работать необходимо под тягой и с обратным холодильником, так как отходящие газы часто содержат пары ртути, опасные сами по себе.
Синтез следует проводить с крайней осторожностью. Смертельная доза нитрата ртути - от 0,2 до 0,4 гр.
Процесс синтеза оксида ртути
В пробирке взвешивают 30 г (0,15 моль) ртути. В колбу на 250 мл с обратным холодильником наливают 60 мл (0,9 моль) HNO₃. Пипеткой небольшими порциями ртуть добавляют в кислоту - тут же происходит реакция. Затем снова надевают обратный холодильник. Раствор нагревается и «закипает» от сильного выделения диоксида азота. По мере завершения реакции выделение бурого газа прекращается и раствор в колбе становится бесцветным. Уравнение реакции:
Hg + 4HNO₃ => Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
Чтобы предотвратить образование нитрата ртути(I), азотную кислоту берут в избытке. Жидкость остывает, и к ней добавляют HCl или NaCl - это проба на наличие ртути(I) Hg₂²⁺. При выпадении осадка Hg₂Cl₂ в растворе присутствует ртуть (I). К раствору необходимо добавить немного азотной кислоты, затем нагреть. При отрицательной пробе на наличие ртути(I) раствор медленно выливают в 250 мл 4М раствора гидроксида натрия. При этом образуется оранжевый осадок оксида ртути(II) HgO, который нужно отфильтровать. Уравнение реакции:
Hg(NO₃)₂ + 2NaOH => HgO + 2NaNO₃ + H₂O
Продукт промывают водой на фильтре и высушивают до постоянной массы в эксикаторе над силикагелем. Выход оксида ртути (II) составляет 32,467 г.
При проведении опытов с оксидом ртути следует строго соблюдать правила техники безопасности. вы найдете безопасные опыты, которые можно проводить дома.
Обезвреживание отходов ртути
Весь фильтрат и промывные воды собирают в большой стакан, при необходимости раствора доводят до щелочной и добавляют избыток сульфида натрия. При этом образуется черный сульфид ртути HgS, который можно слить в канализацию.
Сульфид ртути (киноварь)
Запрещено выливать в раковину растворимые соли ртути. Полученный оксид ртути хранится в плотно закрытых банках.
Реакция разложения оксида ртути
Получение кислорода в лабораторных условиях основано на разложении непрочных кислородсодержащих соединений, в частности бертолетовой соли, марганцовокислого калия, перекиси натрия и окиси ртути. При нагревании эти разлагаются с выделением кислорода. Реакцию разложения оксида ртути можно продемонстрировать в опыте.
Чтобы провести такой , необходимо взять пробирку из тугоплавкого стекла с согнутым нижним концом (длина 17 см, диаметр 1,5 см, длиной 3 см). В нижний конец насыпают 3-5 г красной окиси ртути. В укрепленную в штативе пробирку в наклонном положении вставляют резиновую пробку с отводной трубкой. По ней выделяющийся при нагревании кислород отводится в кристаллизатор с водой.
При нагревании красной окиси ртути до 500 °С из отводной трубки будет выделяться кислород, а внутренние стенки пробирки покроются капельками. Кислород плохо растворяется в воде, поэтому его собирают, вытесняя воду после полного удаления воздуха из прибора.
После завершения опыта необходимо вынуть отводную трубку из кристаллизатора с водой, погасить горелку и открыть пробку только после полного остывания пробирки (пары ртути очень ядовиты). Вместо пробирки можно использовать реторту с приемником для ртути. Из 10 г красной окиси ртути получают 500 мл кислорода. Уравнение реакции разложения оксида ртути:
2HgO = 2Hg + O₂ - 2x25 ккал.
Внимание! В эксперименте использованы токсичные и опасные для здоровья вещества. Не пытайтесь повторить этот опыт самостоятельно.
2.1. ОКИСЛЕНИЕ МЕТАЛЛОВ И НЕМЕТАЛЛОВ КИСЛОРОДОМ
4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Cu + O2 = 2CuO - черный на проволоке
в пламени
2Ba + O 2 = 2BaO 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2C + O 2 = 2CO Si + O 2 = SiO 2 (1300 о С)
4P + 3O 2 = 2P 2 O 3 S + O 2 = SO 2 ─ сернистых газ;
SO 3 не получается
N 2 + O 2 =2NO (3000 о С) С + O 2 = CO 2
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ─ 4Сr +3O 2 = 2Cr 2 O 3 ─ зеленый
горение железа на воздухе, железная окалина, магнитный железняк, черного цвета.
Кислород не реагирует с галогенами (кроме фтора), серебром, золотом, платиной.
Щелочные металлы, кроме лития, образуют с кислородом не оксиды, а пероксиды и надпероксиды: Na 2 O 2 , KO 2
2.2. ГОРЕНИЕ (ОБЖИГ) СУЛЬФИДОВ, ФОСФИДОВ, ВОДОРОДНЫХ СОЕДИНЕНИЙ
При горении вещества образуются высшие оксиды элементов данного вещества, кроме азота. При горении азотсодержащих веществ без катализатора образуется простое вещество N 2 .
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
4NH 3 +5O 2 = кat 4NO + 6H 2 O 2PH 3 + 4O 2 = 2P 2 O 5 + 6H 2 O
CS 2 + 3О 2 = CO 2 + 2SO 2 CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
2Ca 3 P 2 + 8O 2 = 6CaO + P 4 O 10
2.3. РАЗЛОЖЕНИЕ ОСНОВАНИЙ
Гидроксиды щелочных металлов не разлагаются до плавления, остальные разлагаются на оксид и воду при нагревании.
Неустойчивые основания распадаются без нагревания:
2AgOH = Ag 2 O + H 2 O 2CuOH = Cu 2 O + H 2 O
(оксид серебра ─ красно-коричневый, гидроксид меди (I) ─ желтый, оксид меди (I) ─ красный)
2.4. ОТНЯТИЕ ВОДЫ ОТ КИСЛОТЫ ВОДООТНИМАЮЩИМИ ВЕЩЕСТВАМИ: P 2 O 5 , H 2 SO 4 конц.
2HNO 3 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + N 2 O 5
2HClO = Cl 2 O + H 2 O
Так получают оксиды: CrO 3 , Mn 2 O 7 , Cl 2 O 7 и др.из соответствующих кислот.
Серная концентрированная кислота может вытеснить более летучую кислоту из твердой соли и одновременно отнять воду:
2KMnO4 + H2SO4 =K2SO4 + Mn2O7 + H2O
2KClO4 + H2SO4 = K2SO4 + Cl2O7 + H2O
2.5. РАЗЛОЖЕНИЕ КИСЛОТ ПРИ НАГРЕВАНИИ, ОБЛУЧЕНИИ, ДЛИТЕЛЬНОМ ХРАНЕНИИ
1. Без изменения степени окисления:
H 2 SiO 3 =t SiO 2 + H 2 O H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O
H 2 SO 4 =t SO 3 + H 2 O H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O
2. С изменением степени окисления:
4HMnO 4 = 4MnO 2 + 3O 2 + 2H 2 O
2.6. ВЫТЕСНЕНИЕ БОЛЕЕ ЛЕТУЧЕГО ОКСИДА ИЗ КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ СОЛИ
Na 2 CO 3 + SiO 2 =t Na 2 SiO 3 + CO 2 Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 =t 3CaSiO 3 + 2P 2 O 5
2.7. РАЗЛОЖЕНИЕ ОКСИДОВ ПРИ НАГРЕВАНИИ С ПОНИЖЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
Mn 2 O 7 = Mn 2 O 3 +2O 2 2SO 3 = 2SO 2 +O 2 4CuO = 2Cu 2 O + O 2
6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2 2Fe 3 O 4 = 6FeO + O 2 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2
P 2 O 5 не разлагается
2.8. ОКИСЛЕНИЕ КИСЛОРОДОМ С ПОВЫШЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
6FeO + O 2 = 2Fe 3 O 4 2FeO + 3/2O 2 = Fe 2 O 3 4Fe 3 O 4 + O 2 = 6Fe 2 O 3
2NO + O 2 = 2NO 2 (быстрая реакция)
2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 (только с катализатором и t)
2.9. ВОССТАНОВЛЕНИЕ МЕТАЛЛОМ С ПОНИЖЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
Fe 2 O 3 + Fe =3FeO Fe 3 O 4 + Fe =4FeO CuO + Cu = Cu 2 O
Или неполное восстановление металла из оксида
Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 2Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2
2.10. ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДОВ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ ИЗ ИХ ПЕРОКСИДОВ И НАДПЕРОКСИДОВ
Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O KO 2 + 3K = 2K 2 O 2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2
2.11. РАЗЛОЖЕНИЕ СОЛЕЙ ПРИ ПРОКАЛИВАНИИ
1. Карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, средние, кислые и основные карбонаты остальных металлов разлагаются на оксиды:
ZnCO 3 = t ZnO + CO 2 Ca(HCO 3) 2 =t CaCO 3 + CO 2 + H 2 O =t CaO+ 2CO 2 +H 2 O
Cu 2 (OH) 2 CO 3 =t 2CuO + CO 2 + H 2 O ─ разложение малахита.
2. Сульфаты щелочных металлов не разлагаются. Остальные сульфаты разлагаются на оксиды. Однако температуры разложения сульфатов выше температуры разложения SO 3 , поэтому продуктами являются:
2Al 2 (SO 4) 3 =t 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + O 2
2Fe2(SO 4) 3 =t 2Fe 2 O 3 + 6SO 2 + O 2
Так разлагаются все сульфаты, кроме сульфата железа (+2) и сульфата хрома (+2):
4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2
3. Фосфаты плавятся без разложения. При высокой температуре после плавления идет процесс:
Сa 3 (PO 4) 2 = 3CaO + P 2 O 5
4. Нитраты
Нитраты металлов от Mg до Cu разлагаются с образованием оксидов:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
ИСКЛЮЧЕНИЕ:
4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 (Fe +2 ─ сильный восстановитель) и
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2 ─ без кислорода
Нитраты металлов, стоящих после меди:
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
Нитраты металлов до магния образуют при разложении нитрит металла и кислород:
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2
Нитрат аммония
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
5. Бихромат аммония
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + 4H 2 O + Cr 2 O 3
Бихромат калия
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3O 2
6. Перманганат
2KMnO 4 =t K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
2.12. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
1. Реакции металлов и неметаллов с концентрированной серной кислотой, азотной кислотой и другими окислителями
C + 2H 2 SO 4 к. = CO 2 + 2SO 2 + H 2 O
C + 4HNO 3 к. = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
S + 2H 2 SO 4 к. = 3SO 2 + 2H 2 O
S + 6HNO 3 к. = H 2 SO 4 +6NO 2 + 2H 2 O
2P + 5H 2 SO 4 к. = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
P + 5HNO 3 к. = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
I 2 + 10HNO 3 к. = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O ─
реакция, в которой галоген восстановитель
Cu + 2H 2 SO 4 к. = СuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Cu + 4HNO 3 к. = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Cu +8HNO 3 р. = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
8Al + 30HNO 3 р. = 8Al(NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O
C + 2KNO 3 = CO 2 + 2KNO 2
6P + 5HClO 3 = 3P 2 O 5 + 5HCl
3S + 2KClO 3 = 3SO 2 + 2KCl
2. В результате ОВР, протекающих в растворе, можно получить оксиды NO 2 , NO (окислитель азотная кислота, нитриты), SO 2 (окислитель концентрированная серная кислота), MnO 2 (окислитель MnO 4 - , MnO 4 -2 в нейтральной среде), CO 2 (окисление органических веществ):
CrCl 2 + 4HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O
2FeSO 4 + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 = 2NO + Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 S + H 2 SO 4 = S + SO 2 + 2H 2 O
MnO4- + 2H2O + 3e = MnO 2 + 4OH - (pH = 6─8)
бурый осадок
5СH 3 OH + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5CO 2 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 19H 2 O
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом. Многие простые вещества при нагревании на воздухе или в кислороде сгорают, образуя соответствующие оксиды:
2 Мо + 3 О2 = 2 МоО3
4 Р + 5 О2 = 2 Р2О5.
2. Разложение оснований. Некоторые основания при нагревании теряют воду, превращаясь в оксиды металлов:
Ва(ОН)2 = ВаО + Н2О
2AI(OH)3 = AI2O3 + 3 H2O.
Реакции протекают с различной степенью лёгкости. Так, образование оксида ртути и оксида серебра из гидроксидов этих металлов происходит уже при комнатной температуре:
Hg(OH)2 = HgO + H2O
2 AgOH = Ag2O + H2O.
Напротив, гидроксид натрия можно перегнать при 1390 °С, без разложения.
3. Разложение кислот. Кислородсодержащие кислоты при нагревании теряют воду, превращаясь в кислотные оксиды:
Н4SiO4 = SiO2 + 2 H2O
4 HNO3 = 4 NO2 + 2 H2O + O2.
Иногда можно достичь удаление воды из кислородсодержащих кислот действием на них водоотнимающих средств:
2 HCIO4 + P2O5 = 2 HPO3 + CI2O7
2 HNO3 + P2O5 = 2 HPO3 + N2O5
Некоторые кислоты самопроизвольно теряют воду даже при низких температурах:
H2CO3 = H2O + CO2
H2SO3 = H2O + SO2.
4. Разложение солей. Подавляющее большинство солей кислородсодержащих кислот при нагревании разлагается на оксид металла и кислотный оксид:
СаСО3 = СаО + СО2
Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3 SO3
2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2 + O2.
Если оксид металла термически неустойчив, то вместо оксида образуется свободный металл:
2 Ag2CO3 = 4 Ag + 2 CO2 + O2
Hg(NO3)2 = Hg + 2 NO2 + O2.
Cоли щелочных металлов отличаются высокой термической устойчивостью. Если они при нагревании всё же разлагаются, то оксиды при этом, как правило, не образуются:
2 KNO3 = 2 KNO2 + O2
2 KCIO3 = 2 KCI + 3 O2.
5. Разложение оксидов. Если элемент имеет переменную валентность, то его оксид с меньшим содержанием кислорода можно получить нагреванием оксида, в котором элемент проявляет более высокую степень окисления:
2 SO3 = 2 SO2 + O2
2 N2O5 = 2 NO2 + O2
4 CrO3 = 2Cr2O3 + 3 O2.
И наоборот, высшие оксиды иногда удаётся получить окислением низших:
2 СО + О2 = 2 СО2
6 PbO + O2 = 2 Pb3O4
P2O3 + O2 = P2O5.
6. Вытеснение одних оксидов другими. Эта реакция может быть применена для получения более летучих оксидов вытеснением их менее летучими:
СаСО3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2
CoSO4 + B2O3 = Co(BO2)2 + SO3.
Реакции протекают при высокой температуре и основаны на том, что сесквиоксид бора и диоксид кремния нелетучи и при нагревании вытесняют более летучие: диоксид углерода и триоксид серы.
7. Взаимодействие кислот, обладающих окислительными свойствами, с металлами и неметаллами. Азотная и концентрированная серная кислоты при действии восстановителей образуют оксиды, в которых азот и сера проявляют более низкую степень окисления, чем в исходных кислотах.
Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
C + 2 H2SO4 = CO2 + 2 SO2 + 2 Н2O.
Пероксиды.
Некоторые соединения металлов с кислородом по химическим свойствам существенно отличаются от обычных оксидов. Так, соединения Na2O2, BaO2, ZnO2 состоят из металла и кислорода, но являются не оксидами, а солями пероксида водорода и поэтому называются пероксидами. У пероксидов связанные друг с другом атомы кислорода образуют не очень прочную пероксидную группу -О-О-. Поэтому при действии кислот на пероксиды металлов наряду с солями образуется кислород:
2 ½ + 2 H2SO4 = 2 Na2SO4 + 2 H2O + O2
2 BaO2 + 4 HNO3 = 2 Ba(NO3)2 + 2 H2O + O2.
Смешанные оксиды.
Соединения Pb2O3, Mn3O4, Fe3O4 иногда называют двойными или смешанными оксидами. Их можно также рассматривать как соли: Pb2O3 º PbPbO3 - плюмбат свинца (соль свинцовой кислоты H2PbO3); Mn3O4 º Mn2MnO4 - манганит марганца (соль H4MnO4); Fe3O4 º Fe(FeO2)2 - феррит железа (II) (соль НFeO2). Следовательно, в состав молекулы смешанного оксида входят атомы одного элемента в различных степенях окисления.
Соединения оксидов с водой называют гидратами оксидов. Присоединение оксидом воды не приводит к коренному изменению его химического характера, поэтому гидраты основных оксидов проявляют основные свойства, гидраты амфотерных оксидов - амфотерные, а гидраты кислотных оксидов имеют кислотные свойства.
