Oksidi nazivaju se složene tvari čije molekule uključuju atome kisika u oksidacijskom stupnju – 2 i neki drugi element.

može se dobiti izravnom interakcijom kisika s drugim elementom ili neizravno (na primjer, tijekom razgradnje soli, baza, kiselina). U normalnim uvjetima, oksidi dolaze u krutom, tekućem i plinovitom stanju; ova vrsta spojeva vrlo je česta u prirodi. Oksidi se nalaze u Zemljinoj kori. Hrđa, pijesak, voda, ugljikov dioksid su oksidi.

Oni ili tvore sol ili ne tvore sol.

Oksidi koji stvaraju soli- To su oksidi koji kao rezultat kemijskih reakcija stvaraju soli. To su oksidi metala i nemetala, koji u interakciji s vodom tvore odgovarajuće kiseline, a u interakciji s bazama odgovarajuće kisele i normalne soli. Na primjer, Bakreni oksid (CuO) je oksid koji stvara sol, jer, na primjer, kada reagira s klorovodičnom kiselinom (HCl), nastaje sol:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Kao rezultat kemijskih reakcija mogu se dobiti druge soli:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi koji ne stvaraju soli To su oksidi koji ne tvore soli. Primjeri uključuju CO, N2O, NO.

Oksidi koji stvaraju sol, zauzvrat, su tri vrste: osnovni (od riječi « baza » ), kiseli i amfoterni.

Bazični oksidi Ovi metalni oksidi nazivaju se oni koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi baza. Osnovni oksidi uključuju, na primjer, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO itd.

Kemijska svojstva bazičnih oksida

1. Bazični oksidi topivi u vodi reagiraju s vodom pri čemu nastaju baze:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Reagirati s kiselinskim oksidima, pri čemu nastaju odgovarajuće soli

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Reagirajte s kiselinama da nastane sol i voda:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reagirati s amfoternim oksidima:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Ako sastav oksida sadrži nemetal ili metal s najvećom valencijom (obično od IV do VII) kao drugi element, tada će takvi oksidi biti kiseli. Kiseli oksidi (anhidridi kiselina) su oni oksidi koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi kiselina. To su npr. CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 itd. Kiseli oksidi se otapaju u vodi i lužinama, tvoreći sol i vodu.

Kemijska svojstva kiselinskih oksida

1. Reagirajte s vodom da nastane kiselina:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Ali ne reagiraju svi kiseli oksidi izravno s vodom (SiO 2, itd.).

2. Reagirajte s baziranim oksidima da nastane sol:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Reagirati s alkalijama, stvarajući sol i vodu:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

Dio amfoterni oksid uključuje element koji ima amfoterna svojstva. Amfoternost se odnosi na sposobnost spojeva da pokažu kisela i bazična svojstva ovisno o uvjetima. Na primjer, cinkov oksid ZnO može biti ili baza ili kiselina (Zn(OH) 2 i H 2 ZnO 2). Amfoternost se izražava u tome što, ovisno o uvjetima, amfoterni oksidi pokazuju bazična ili kisela svojstva.

Kemijska svojstva amfoternih oksida

1. Reagirati s kiselinama, stvarajući sol i vodu:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reagirajte s čvrstim alkalijama (tijekom fuzije), formirajući kao rezultat reakcije sol - natrijev cinkat i vodu:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Kada cinkov oksid stupi u interakciju s otopinom lužine (isti NaOH), dolazi do druge reakcije:

ZnO + 2 NaOH + H 2 O => Na 2.

Koordinacijski broj je karakteristika koja određuje broj obližnjih čestica: atoma ili iona u molekuli ili kristalu. Svaki amfoteran metal ima svoj koordinacijski broj. Za Be i Zn je 4; Za i Al to je 4 ili 6; Za i Cr je 6 ili (vrlo rijetko) 4;

Amfoterni oksidi obično su netopljivi u vodi i ne reagiraju s njom.

Još uvijek imate pitanja? Želite li znati više o oksidima?
Za pomoć od mentora, registrirajte se.
Prvi sat je besplatan!

web stranice, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelomično, poveznica na izvor je obavezna.

Oksidi koji ne tvore soli (indiferentni, indiferentni) CO, SiO, N 2 0, NO.

Oksidi koji stvaraju soli:

Osnovni, temeljni. Oksidi čiji su hidrati baze. Metalni oksidi s oksidacijskim stupnjem +1 i +2 (rjeđe +3). Primjeri: Na 2 O - natrijev oksid, CaO - kalcijev oksid, CuO - bakrov (II) oksid, CoO - kobaltov (II) oksid, Bi 2 O 3 - bizmutov (III) oksid, Mn 2 O 3 - mangan (III) oksid).

Amfoteran. Oksidi čiji su hidrati amfoterni hidroksidi. Metalni oksidi s oksidacijskim stupnjem +3 i +4 (rjeđe +2). Primjeri: Al 2 O 3 - aluminijev oksid, Cr 2 O 3 - kromov (III) oksid, SnO 2 - kositar (IV) oksid, MnO 2 - manganov (IV) oksid, ZnO - cinkov oksid, BeO - berilijev oksid.

kiselo. Oksidi čiji su hidrati kiseline koje sadrže kisik. Oksidi nemetala. Primjeri: P 2 O 3 - fosforov oksid (III), CO 2 - ugljikov oksid (IV), N 2 O 5 - dušikov oksid (V), SO 3 - sumporov oksid (VI), Cl 2 O 7 - klorov oksid ( VII). Metalni oksidi s oksidacijskim stupnjem +5, +6 i +7. Primjeri: Sb 2 O 5 - antimonov (V) oksid. CrOz - kromov (VI) oksid, MnOz - manganov (VI) oksid, Mn 2 O 7 - manganov (VII) oksid.

Promjena prirode oksida s povećanjem oksidacijskog stanja metala

Fizička svojstva

Oksidi su čvrsti, tekući i plinoviti, različitih boja. Na primjer: bakrov (II) oksid CuO je crn, kalcijev oksid CaO je bijel - krutine. Sumporov oksid (VI) SO 3 je bezbojna hlapljiva tekućina, a ugljikov monoksid (IV) CO 2 je bezbojan plin u normalnim uvjetima.

Agregatno stanje

CaO, CuO, Li 2 O i drugi bazični oksidi; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 i drugi amfoterni oksidi; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 i drugi kiseli oksidi.

SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7 itd.

plinovito:

CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2 itd.

Topivost u vodi

Topljiv:

a) bazični oksidi alkalijskih i zemnoalkalijskih metala;

b) gotovo svi kiselinski oksidi (iznimka: SiO 2).

Netopivo:

a) svi ostali bazični oksidi;

b) svi amfoterni oksidi

Kemijska svojstva

1. Kiselo-bazna svojstva

Zajednička svojstva bazičnih, kiselih i amfoternih oksida su kiselinsko-bazne interakcije, koje su ilustrirane sljedećim dijagramom:

(samo za okside alkalijskih i zemnoalkalijskih metala) (osim SiO 2).

Amfoterni oksidi, koji imaju svojstva bazičnih i kiselih oksida, međusobno djeluju s jakim kiselinama i alkalijama:

2. Redoks svojstva

Ako element ima promjenjivo oksidacijsko stanje (s.o.), tada njegovi oksidi s niskim s. O. mogu pokazivati ​​redukcijska svojstva, a oksidi s visokim c. O. - oksidativno.

Primjeri reakcija u kojima oksidi djeluju kao redukcijski agensi:

Oksidacija oksida s niskim c. O. na okside s visokim c. O. elementi.

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3

2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2

Ugljikov (II) monoksid reducira metale iz njihovih oksida i vodik iz vode.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C + 2 O + H 2 O = H 2 + 2 C + 4 O 2

Primjeri reakcija u kojima oksidi djeluju kao oksidansi:

Redukcija oksida s visokim o. elemenata u okside s niskim c. O. ili na jednostavne tvari.

C +4 O 2 + C = 2 C + 2 O

2S +6 O 3 + H 2 S = 4S + 4 O 2 + H 2 O

C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Primjena oksida slabo aktivnih metala za oksidaciju organskih tvari.

Neki oksidi u kojima element ima intermedijer c. o. sposoban za nesrazmjer;

Na primjer:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Metode dobivanja

1. Međudjelovanje jednostavnih tvari - metala i nemetala - s kisikom:

4Li + O 2 = 2 Li 2 O;

2Cu + O 2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Dehidracija netopljivih baza, amfoternih hidroksida i nekih kiselina:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

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

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Razgradnja nekih soli:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Oksidacija složenih tvari s kisikom:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

5. Redukcija oksidirajućih kiselina s metalima i nemetalima:

Cu + H 2 SO 4 (konc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO3 (konc) + 4Ca = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O

2HNO3 (razrijeđen) + S = H2SO4 + 2NO

6. Interkonverzije oksida tijekom redoks reakcija (vidi redoks svojstva oksida).

Oksidi.

To su složene tvari koje se sastoje od DVA elementa od kojih je jedan kisik. Na primjer:

CuO – bakrov(II) oksid

AI 2 O 3 – aluminijev oksid

SO 3 – sumporni oksid (VI)

Oksidi se dijele (klasificiraju) u 4 skupine:

Na 2 O– Natrijev oksid

CaO – kalcijev oksid

Fe 2 O 3 – željezov (III) oksid

2). kiselo– To su oksidi nemetali. A ponekad i metali ako je oksidacijsko stanje metala > 4. Na primjer:

CO 2 – Ugljični monoksid (IV)

P 2 O 5 – Fosfor (V) oksid

SO 3 – Sumporni oksid (VI)

3). Amfoteran– To su oksidi koji imaju svojstva i bazičnih i kiselih oksida. Morate znati pet najčešćih amfoternih oksida:

BeO–berilijev oksid

ZnO–cinkov oksid

AI 2 O 3 – Aluminijev oksid

Cr 2 O 3 – Krom (III) oksid

Fe 2 O 3 – željezov (III) oksid

4). Ne stvara sol (indiferentno)– To su oksidi koji ne pokazuju svojstva ni bazičnih ni kiselih oksida. Treba zapamtiti tri oksida:

CO – carbon monoxide (II) ugljikov monoksid

NO– dušikov oksid (II)

N 2 O – dušikov oksid (I) nasmijani plin, dušikov oksid

Metode dobivanja oksida.

1). Izgaranje, tj. interakcija s kisikom jednostavne tvari:

4Na + O 2 = 2Na 2 O

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2). Izgaranje, tj. interakcija s kisikom složene tvari (sastoji se od dva elementa) čime se formira dva oksida.

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

3). Raspad tri slabe kiseline. Drugi se ne razgrađuju. U tom slučaju nastaju kiseli oksid i voda.

H2CO3 = H2O + CO2

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2

4). Raspad netopljiv osnove. Nastaju bazični oksid i voda.

Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O

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

5). Raspad netopljiv soli Nastaju bazični oksid i kiseli oksid.

CaCO 3 = CaO + CO 2

MgSO 3 = MgO + SO 2

Kemijska svojstva.

ja. Bazični oksidi.

lužina.

Na2O + H2O = 2NaOH

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

SuO + H 2 O = reakcija ne dolazi, jer moguća baza koja sadrži bakar – netopljiv

2). Interakcija s kiselinama, što rezultira stvaranjem soli i vode. (Bazni oksid i kiseline UVIJEK reagiraju)

K 2 O + 2 HCI = 2 KCl + H 2 O

CaO + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

3). Interakcija s kiselim oksidima, što rezultira stvaranjem soli.

Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3

3MgO + P 2 O 5 = Mg 3 (PO 4) 2

4). Međudjelovanje s vodikom proizvodi metal i vodu.

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

II.Kiseli oksidi.

1). Trebalo bi doći do interakcije s vodom kiselina.(SamoSiO 2 ne stupa u interakciju s vodom)

CO2 + H2O = H2CO3

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

2). Interakcija s topivim bazama (alkalijama). Ovo proizvodi sol i vodu.

SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O

N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O

3). Interakcija s bazičnim oksidima. U ovom slučaju nastaje samo sol.

N 2 O 5 + K 2 O = 2KNO 3

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3

Osnovne vježbe.

1). Dovrši jednadžbu reakcije. Odredite njegovu vrstu.

K 2 O + P 2 O 5 =

Riješenje.

Da bi zapisali što je pritom nastalo, potrebno je utvrditi koje su tvari reagirale - ovdje su to prema svojstvima kalijev oksid (bazni) i fosforov oksid (kiseli) - rezultat bi trebao biti SOL (vidi svojstvo br. 3 ), a sol se sastoji od atoma metala (u našem slučaju kalija) i kiselog ostatka koji uključuje fosfor (tj. PO 4 -3 - fosfat) Stoga

3K 2 O + P 2 O 5 = 2K 3 RO 4

vrsta reakcije - spoj (budući da dvije tvari reagiraju, a nastaje jedna)

2). Provesti transformacije (lanac).

Ca → CaO → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO

Riješenje

Kako biste dovršili ovu vježbu, morate zapamtiti da je svaka strelica jedna jednadžba (jedna kemijska reakcija). Označimo svaku strelicu brojevima. Stoga je potrebno napisati 4 jednadžbe. Tvar ispisana lijevo od strelice (početna tvar) reagira, a tvar ispisana desno nastaje kao rezultat reakcije (produkt reakcije). Dešifrirajmo prvi dio snimke:

Ca + …..→ CaO Napominjemo da jednostavna tvar reagira i nastaje oksid. Poznavajući metode dobivanja oksida (br. 1), dolazimo do zaključka da je u ovoj reakciji potrebno dodati -kisik (O 2)

2Ca + O 2 → 2CaO

Prijeđimo na transformaciju broj 2

CaO → Ca(OH) 2

CaO + ……→ Ca(OH) 2

Dolazimo do zaključka da je ovdje potrebno primijeniti svojstvo bazičnih oksida – međudjelovanje s vodom jer samo u tom slučaju iz oksida nastaje baza.

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Prijeđimo na transformaciju broj 3

Ca(OH) 2 → CaCO 3

Ca(OH) 2 + ….. = CaCO 3 + …….

Dolazimo do zaključka da je ovdje riječ o ugljičnom dioksidu CO 2 jer samo u interakciji s alkalijama stvara sol (vidi svojstvo br. 2 kiselinskih oksida)

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O

Prijeđimo na transformaciju broj 4

CaCO 3 → CaO

CaCO 3 = ….. CaO + ……

Dolazimo do zaključka da se ovdje stvara više CO 2 jer CaCO 3 je netopljiva sol i pri razgradnji takvih tvari nastaju oksidi.

CaCO 3 = CaO + CO 2

3). S kojom od sljedećih tvari CO 2 stupa u interakciju? Napiši jednadžbe reakcija.

A). Klorovodična kiselina B). Natrijev hidroksid B). Kalijev oksid d). Voda

D). vodik E). Sumpor(IV) oksid.

Utvrđujemo da je CO 2 kiseli oksid. A kiseli oksidi reagiraju s vodom, lužinama i bazičnim oksidima... Stoga s gornje liste odabiremo odgovore B, C, D i uz njih zapisujemo jednadžbe reakcija:

1). CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

2). CO 2 + K 2 O = K 2 CO 3

U prirodi postoje tri klase anorganskih kemijskih spojeva: soli, hidroksidi i oksidi. Prvi su spojevi metalnog atoma s kiselinskim ostatkom, na primjer, CI-. Potonji se dijele na kiseline i baze. Molekule prvog od njih sastoje se od H+ kationa i kiselinskog ostatka, na primjer, SO 4 -. Baze sadrže metalni kation, na primjer K+, i anion u obliku hidroksilne skupine OH-. A okside, ovisno o svojstvima, dijelimo na kisele i bazične. O potonjem ćemo govoriti u ovom članku.

Definicija

Osnovni oksidi su tvari koje se sastoje od dva kemijska elementa, od kojih je jedan nužno kisik, a drugi je metal. Kada se tvarima ove vrste doda voda, nastaju baze.

Kemijska svojstva bazičnih oksida

Tvari ove klase prvenstveno mogu reagirati s vodom, pri čemu se dobiva baza. Na primjer, možemo dati sljedeću jednadžbu: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.

Reakcije s kiselinama

Ako se bazični oksidi pomiješaju s kiselinama, mogu se dobiti soli i voda. Na primjer, ako kalijevom oksidu dodate kloridnu kiselinu, dobit ćete kalijev klorid i vodu. Reakcijska jednadžba će izgledati ovako: K 2 O + 2 HCI = 2 KSI + H 2 O.

Interakcija s kiselim oksidima

Ove vrste kemijskih reakcija dovode do stvaranja soli. Na primjer, ako kalcijevom oksidu dodate ugljični dioksid, dobit ćete kalcijev karbonat. Ova reakcija se može izraziti u obliku sljedeće jednadžbe: CaO + CO 2 = CaCO 3. Ova vrsta kemijske interakcije može se dogoditi samo pod utjecajem visoke temperature.

Amfoterni i bazični oksidi

Ove tvari također mogu međusobno djelovati. To se događa jer prvi imaju svojstva i kiselih i bazičnih oksida. Kao rezultat takvih kemijskih interakcija nastaju složene soli. Kao primjer navodimo jednadžbu reakcije koja se događa kada se kalijev oksid (bazični) pomiješa s aluminijevim oksidom (amfoterni): K 2 O + AI 2 O 3 = 2KAIO 2. Dobivena tvar naziva se kalijev aluminat. Ako pomiješate iste reagense, ali dodate i vodu, reakcija će se odvijati na sljedeći način: K 2 O + AI 2 O 3 + 4H 2 O = 2K. Tvar koja nastaje naziva se kalijev tetrahidroksoaluminat.

Fizička svojstva

Razni bazični oksidi međusobno se jako razlikuju po fizikalnim svojstvima, ali svi su oni, u osnovi, u normalnim uvjetima, u čvrstom agregatnom stanju i imaju visoko talište.

Pogledajmo svaki kemijski spoj pojedinačno. Kalijev oksid izgleda kao svijetlo žuta krutina. Topi se na temperaturi od +740 stupnjeva Celzijusa. Natrijev oksid je bezbojni kristal. Pretvaraju se u tekućinu na temperaturi od +1132 stupnja. Kalcijev oksid predstavljen je bijelim kristalima koji se tale na +2570 stupnjeva. Željezov dioksid pojavljuje se kao crni prah. Poprima tekuće stanje na temperaturi od +1377 stupnjeva Celzijusa. Magnezijev oksid sličan je spoju kalcija - također su bijeli kristali. Topi se na +2825 stupnjeva. Litijev oksid je proziran kristal s talištem od +1570 stupnjeva. Ova tvar je vrlo higroskopna. Barijev oksid izgleda isto kao i prethodni kemijski spoj, temperatura na kojoj preuzima tekuće stanje je nešto viša - +1920 stupnjeva. Živin oksid je narančasto-crveni prah. Na temperaturi od +500 stupnjeva Celzijusa, ova kemikalija se raspada. Kromov oksid je tamnocrveni prah s istim talištem kao litijev spoj. Cezijev oksid ima istu boju kao i živa. Razgrađuje se kada je izložen sunčevoj energiji. Nikalov oksid su zeleni kristali koji se pretvaraju u tekućinu na temperaturi od +1682 stupnja Celzijusa. Kao što vidite, fizikalna svojstva svih tvari u ovoj skupini imaju mnogo zajedničkih značajki, iako imaju neke razlike. Bakar (bakar) oksid izgleda kao crni kristali. Prelazi u tekuće agregatno stanje na temperaturi od +1447 stupnjeva Celzijusa.

Kako se proizvode kemikalije ove klase?

Bazični oksidi mogu se proizvesti reakcijom metala s kisikom pod visokom temperaturom. Jednadžba za ovu interakciju je sljedeća: 4K + O 2 = 2K 2 O. Drugi način dobivanja kemijskih spojeva ove klase je razgradnja netopljive baze. Jednadžba se može napisati na sljedeći način: Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O. Za izvođenje ove vrste reakcije potrebni su posebni uvjeti u obliku visokih temperatura. Osim toga, bazični oksidi također nastaju tijekom razgradnje pojedinih soli. Primjer je sljedeća jednadžba: CaCO 3 = CaO + CO 2. Tako je također nastao kiseli oksid.

Upotreba bazičnih oksida

Kemijski spojevi ove skupine naširoko se koriste u raznim industrijama. Zatim ćemo razmotriti upotrebu svakog od njih. Aluminijev oksid se koristi u stomatologiji za izradu zubnih proteza. Također se koristi u proizvodnji keramike. Kalcijev oksid je jedna od komponenti uključenih u proizvodnju vapneno-pješčane opeke. Također može djelovati kao materijal otporan na vatru. U prehrambenoj industriji to je aditiv E529. Kalijev oksid - jedan od sastojaka mineralnih gnojiva za biljke, natrij - koristi se u kemijskoj industriji, uglavnom u proizvodnji hidroksida istog metala. Magnezijev oksid se također koristi u prehrambenoj industriji kao aditiv pod oznakom E530. Osim toga, lijek je protiv povećane kiselosti želučanog soka. Barijev oksid se koristi u kemijskim reakcijama kao katalizator. Željezni dioksid koristi se u proizvodnji lijevanog željeza, keramike i boja. Također je prehrambena boja broj E172. Oksid nikla daje staklu zelenu boju. Osim toga, koristi se u sintezi soli i katalizatora. Litijev oksid je jedna od komponenti u proizvodnji nekih vrsta stakla, povećava čvrstoću materijala. Spoj cezija djeluje kao katalizator za određene kemijske reakcije. Bakrov oksid, kao i neki drugi, nalazi svoju primjenu u proizvodnji posebnih vrsta stakla, kao i za proizvodnju čistog bakra. U proizvodnji boja i emajla koristi se kao pigment koji daje plavu boju.

Supstance ove klase u prirodi

U prirodnom okruženju kemijski spojevi ove skupine nalaze se u obliku minerala. To su uglavnom kiseli oksidi, ali se pojavljuju i među ostalima. Na primjer, spoj aluminija je korund.

Ovisno o nečistoćama prisutnim u njemu, može biti različitih boja. Među varijacijama temeljenim na AI 2 O 3, mogu se razlikovati rubin, koji ima crvenu boju, i safir, mineral koji ima plavu boju. Ista kemikalija se također može naći u prirodi u obliku glinice. Spoj bakra s kisikom javlja se u prirodi u obliku minerala tenorita.

Zaključak

Kao zaključak možemo reći da sve tvari o kojima se govori u ovom članku imaju slična fizikalna i slična kemijska svojstva. Svoju primjenu nalaze u mnogim industrijama – od farmaceutske do prehrambene.

1. Metal + Nemetal. Inertni plinovi ne ulaze u ovu interakciju. Što je veća elektronegativnost nemetala, to će s više metala reagirati. Na primjer, fluor reagira sa svim metalima, a vodik samo s aktivnim. Što je metal dalje lijevo u nizu aktivnosti metala, to s više nemetala može reagirati. Na primjer, zlato reagira samo s fluorom, litij - sa svim nemetalima.

2. Nemetal + nemetal. U ovom slučaju elektronegativniji nemetal djeluje kao oksidans, a manje elektronegativan nemetal djeluje kao redukciono sredstvo. Nemetali sa sličnom elektronegativnošću međusobno slabo djeluju, na primjer, interakcija fosfora s vodikom i silicija s vodikom praktički je nemoguća, budući da je ravnoteža ovih reakcija pomaknuta prema stvaranju jednostavnih tvari. Helij, neon i argon ne reagiraju s nemetalima; drugi inertni plinovi mogu reagirati s fluorom u teškim uvjetima.
Kisik ne stupa u interakciju s klorom, bromom i jodom. Kisik može reagirati s fluorom na niskim temperaturama.

3. Metal + kiselinski oksid. Metal reducira nemetal iz oksida. Višak metala tada može reagirati s nastalim nemetalom. Na primjer:

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (s nedostatkom magnezija)

2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (s viškom magnezija)

4. Metal + kiselina. Metali smješteni u nizu napona lijevo od vodika reagiraju s kiselinama i oslobađaju vodik.

Izuzetak su oksidirajuće kiseline (koncentrirana sumporna i svaka dušična kiselina), koje mogu reagirati s metalima koji su u nizu napona desno od vodika, u reakcijama se ne oslobađa vodik, već se dobivaju voda i proizvod redukcije kiseline.

Potrebno je obratiti pozornost na činjenicu da kada metal reagira s viškom polibazične kiseline, može se dobiti kisela sol: Mg +2 H3PO4 = Mg (H2PO4)2 + H2.

Ako je produkt međudjelovanja kiseline i metala netopljiva sol, tada je metal pasiviziran, budući da je površina metala zaštićena netopljivom soli od djelovanja kiseline. Na primjer, učinak razrijeđene sumporne kiseline na olovo, barij ili kalcij.

5. Metal + sol. U otopini Ova reakcija uključuje metale koji su u nizu napona desno od magnezija, uključujući i sam magnezij, ali lijevo od soli metala. Ako je metal aktivniji od magnezija, tada ne reagira sa solju, već s vodom da bi se stvorila lužina, koja naknadno reagira sa soli. U tom slučaju izvorna sol i nastala sol moraju biti topljive. Netopljivi produkt pasivizira metal.

Međutim, postoje iznimke od ovog pravila:

2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Budući da željezo ima srednje oksidacijsko stanje, njegova se sol u najvišem oksidacijskom stupnju lako reducira u sol u srednjem oksidacijskom stanju, oksidirajući čak i manje aktivne metale.

U talinamabrojna metalna naprezanja nisu učinkovita. Utvrditi je li moguća reakcija između soli i metala može se samo pomoću termodinamičkih proračuna. Na primjer, natrij može istisnuti kalij iz taline kalijevog klorida, budući da je kalij hlapljiviji: Na + KCl = NaCl + K (ova reakcija je određena faktorom entropije). S druge strane, aluminij je dobiven istiskivanjem iz natrijeva klorida: 3 Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al . Ovaj proces je egzoterman i određen je faktorom entalpije.

Moguće je da se sol raspada zagrijavanjem, a proizvodi njezine razgradnje mogu reagirati s metalom, na primjer, aluminijevim nitratom i željezom. Aluminijev nitrat se zagrijavanjem razlaže u aluminijev oksid, dušikov oksid ( IV ) i kisik, kisik i dušikov oksid će oksidirati željezo:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Metal + bazični oksid. Baš kao iu rastaljenim solima, mogućnost ovih reakcija određena je termodinamički. Kao redukcijska sredstva često se koriste aluminij, magnezij i natrij. Na primjer: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe egzotermna reakcija, faktor entalpije);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (hlapljivi rubidij, faktor entalpije).

8. Nemetal + baza. U pravilu se reakcija odvija između nemetala i lužine Ne mogu svi nemetali reagirati s lužinama: morate zapamtiti da halogeni (na različite načine ovisno o temperaturi), sumpor (kada se zagrijava), silicij, fosfor. ući u ovu interakciju.

KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (na hladnom)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (u vrućoj otopini)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) nemetal – redukcijsko sredstvo (vodik, ugljik):

CO2 + C = 2CO;

2NO2 + 4H2 = 4H20 + N2;

SiO 2 + C = CO 2 + Si. Ako dobiveni nemetal može reagirati s metalom koji se koristi kao redukcijsko sredstvo, tada će reakcija ići dalje (s viškom ugljika) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si C

2) nemetali – oksidansi (kisik, ozon, halogeni):

2S O + O 2 = 2SO 2.

CO + Cl 2 = CO Cl 2.

2 NO + O 2 = 2 N O 2.

10. Kiseli oksid + bazični oksid . Reakcija se događa ako nastala sol načelno postoji. Na primjer, aluminijev oksid može reagirati sa sumpornim anhidridom da nastane aluminijev sulfat, ali ne može reagirati s ugljikovim dioksidom jer odgovarajuća sol ne postoji.

11. Voda + bazični oksid . Reakcija je moguća ako nastane lužina, odnosno topljiva baza (ili slabo topljiva, u slučaju kalcija). Ako je baza netopljiva ili slabo topljiva, tada dolazi do obrnute reakcije razgradnje baze na oksid i vodu.

12. Bazični oksid + kiselina . Reakcija je moguća ako postoji nastala sol. Ako je nastala sol netopljiva, reakcija se može pasivizirati zbog blokiranja pristupa kiseline površini oksida. U slučaju viška višebazične kiseline, moguće je stvaranje kisele soli.

13. Kiselinski oksid + baza. Obično se reakcija odvija između alkalijskog i kiselog oksida. Ako kiselinski oksid odgovara polibaznoj kiselini, može se dobiti kisela sol: CO 2 + KOH = KHCO 3.

Kiseli oksidi, koji odgovaraju jakim kiselinama, također mogu reagirati s netopljivim bazama.

Ponekad oksidi koji odgovaraju slabim kiselinama reagiraju s netopljivim bazama, što može rezultirati srednjom ili bazičnom soli (u pravilu se dobiva manje topljiva tvar): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. Kiselinski oksid + sol. Reakcija se može odvijati u talini ili u otopini. U talini, manje hlapljivi oksid istiskuje hlapljiviji oksid iz soli. U otopini, oksid koji odgovara jačoj kiselini istiskuje oksid koji odgovara slabijoj kiselini. Na primjer, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , u smjeru naprijed, ova reakcija se događa u talini, ugljični dioksid je hlapljiviji od silicijevog oksida; u suprotnom smjeru, reakcija se odvija u otopini, ugljična kiselina je jača od silicijeve kiseline, a silicijev oksid se taloži.

Moguće je kombinirati kiseli oksid s vlastitom soli, na primjer, dikromat se može dobiti iz kromata, a disulfat iz sulfata, a disulfit iz sulfita:

Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

Da biste to učinili, trebate uzeti kristalnu sol i čisti oksid ili zasićenu otopinu soli i višak kiselog oksida.

U otopini, soli mogu reagirati sa svojim vlastitim kiselim oksidima i formirati kisele soli: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

15. Voda + kiselinski oksid . Reakcija je moguća ako nastane topljiva ili slabo topljiva kiselina. Ako je kiselina netopljiva ili slabo topljiva, tada dolazi do obrnute reakcije, razgradnje kiseline na oksid i vodu. Na primjer, sumpornu kiselinu karakterizira reakcija proizvodnje iz oksida i vode, reakcija razgradnje praktički se ne događa, silicijeva kiselina se ne može dobiti iz vode i oksida, ali se lako razgrađuje na te komponente, ali mogu sudjelovati ugljična i sumporna kiselina u izravnim i obrnutim reakcijama.

16. Baza + kiselina. Do reakcije dolazi ako je barem jedan od reaktanata topljiv. Ovisno o omjeru reagensa mogu se dobiti srednje, kisele i bazične soli.

17. Baza + sol. Reakcija se događa ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt se dobije najmanje jedan neelektrolit ili slabi elektrolit (talog, plin, voda).

18. Sol + kiselina. Reakcija u pravilu nastaje ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt nastaje barem jedan neelektrolit ili slabi elektrolit (talog, plin, voda).

Jaka kiselina može reagirati s netopivim solima slabih kiselina (karbonati, sulfidi, sulfiti, nitriti), pri čemu se oslobađa plinoviti produkt.

Reakcije između koncentriranih kiselina i kristalnih soli moguće su ako se dobije hlapljivija kiselina: npr. klorovodik se može dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na kristalni natrijev klorid, bromovodik i jodovodik - djelovanjem ortofosforne kiseline na odgovarajuće soli. Možete djelovati kiselinom na vlastitu sol da biste proizveli kiselu sol, na primjer: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4 ) 2 .

19. Sol + sol.Reakcija u pravilu nastaje ako su obje polazne tvari topive, a kao produkt se dobije barem jedan neelektrolit ili slabi elektrolit.

1) sol ne postoji jer ireverzibilno hidrolizira . To su većina karbonata, sulfiti, sulfidi, silikati trovalentnih metala, kao i neke soli dvovalentnih metala i amonija. Soli trovalentnih metala hidroliziraju se u odgovarajuće baze i kiseline, a soli dvovalentnih metala hidroliziraju se u manje topljive bazične soli.

Pogledajmo primjere:

2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3 H2CO3

H 2 CO 3 razgrađuje se na vodu i ugljikov dioksid, voda u lijevom i desnom dijelu se reducira i rezultat je: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Ako sada kombiniramo (1) i (2) jednadžbe i reduciramo željezni karbonat, dobit ćemo ukupnu jednadžbu koja odražava međudjelovanje željeznog klorida ( III ) i natrijev karbonat: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Podvučena sol ne postoji zbog ireverzibilne hidrolize:

2CuCO3+ H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Ako sada kombiniramo (1) i (2) jednadžbe i reduciramo bakar karbonat, dobit ćemo ukupnu jednadžbu koja odražava međudjelovanje sulfata ( II ) i natrijev karbonat:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4