Bevor wir über die chemischen Eigenschaften von Oxiden sprechen, müssen wir uns daran erinnern, dass alle Oxide in 4 Typen unterteilt sind, nämlich basisch, sauer, amphoter und nicht salzbildend. Um die Art eines Oxids zu bestimmen, müssen Sie zuerst verstehen, ob sich das Oxid eines Metalls oder eines Nichtmetalls vor Ihnen befindet, und dann den Algorithmus verwenden (Sie müssen ihn lernen!), Der in der folgenden Tabelle dargestellt ist :
| Nichtmetalloxid | Metalloxid |
| 1) Nichtmetalloxidationsstufe +1 oder +2 Fazit: kein salzbildendes Oxid Ausnahme: Cl 2 O ist kein nicht salzbildendes Oxid |
1) Metalloxidationszustand +1 oder +2 Fazit: Metalloxid ist basisch Ausnahme: BeO, ZnO und PbO sind keine basischen Oxide |
| 2) Die Oxidationsstufe ist größer oder gleich +3 Fazit: saures Oxid Ausnahme: Cl 2 O ist trotz der Oxidationsstufe von Chlor +1 ein saures Oxid |
2) Metalloxidationszustand +3 oder +4 Fazit: amphoteres Oxid Ausnahme: BeO, ZnO und PbO sind trotz der Oxidationsstufe +2 von Metallen amphoter 3) Metalloxidationszustand +5, +6, +7 Fazit: saures Oxid |
Zusätzlich zu den oben angegebenen Arten von Oxiden führen wir auch zwei weitere Unterarten von basischen Oxiden ein, basierend auf ihrer chemischen Aktivität, nämlich aktive basische Oxide und inaktive basische Oxide.
- Zu aktive basische Oxide Wir beziehen uns auf Oxide von Alkali- und Erdalkalimetallen (alle Elemente der Gruppen IA und IIA, außer Wasserstoff H, Beryllium Be und Magnesium Mg). Beispielsweise Na 2 O, CaO, Rb 2 O, SrO usw.
- Zu inaktive basische Oxide Wir werden alle Hauptoxide zuordnen, die nicht in der Liste enthalten waren aktive basische Oxide. Zum Beispiel FeO, CuO, CrO usw.
Es ist logisch anzunehmen, dass aktive basische Oxide oft solche Reaktionen eingehen, die nicht in niedrigaktive Oxide eintreten.
Es sei darauf hingewiesen, dass trotz der Tatsache, dass Wasser tatsächlich ein Oxid eines Nichtmetalls (H 2 O) ist, seine Eigenschaften gewöhnlich isoliert von den Eigenschaften anderer Oxide betrachtet werden. Dies liegt an seiner besonders großen Verbreitung in der Welt um uns herum, und daher ist Wasser in den meisten Fällen kein Reagenz, sondern ein Medium, in dem unzählige chemische Reaktionen ablaufen können. Es nimmt jedoch häufig direkt an verschiedenen Umwandlungen teil, insbesondere reagieren einige Oxidgruppen damit.
Welche Oxide reagieren mit Wasser?
Von allen Oxiden mit Wasser reagieren
nur:
1) alle aktiven basischen Oxide (Oxide von Alkalimetallen und Erdalkalimetallen);
2) alle sauren Oxide außer Siliziumdioxid (SiO 2);
jene. Aus dem Vorhergehenden folgt genau das mit Wasser reagiere nicht:
1) alle niederaktiven basischen Oxide;
2) alle amphoteren Oxide;
3) nicht salzbildende Oxide (NO, N 2 O, CO, SiO).
Die Fähigkeit zu bestimmen, welche Oxide mit Wasser reagieren können, auch ohne die Fähigkeit, die entsprechenden Reaktionsgleichungen zu schreiben, ermöglicht es Ihnen, bereits Punkte für einige Fragen des Testteils der Prüfung zu erhalten.
Sehen wir uns nun an, wie bestimmte Oxide schließlich mit Wasser reagieren, d.h. lernen, die entsprechenden Reaktionsgleichungen zu schreiben.
Aktive basische Oxide, die mit Wasser reagieren, bilden ihre entsprechenden Hydroxide. Denken Sie daran, dass das entsprechende Metalloxid das Hydroxid ist, das das Metall im gleichen Oxidationszustand wie das Oxid enthält. Wenn also beispielsweise die aktiven basischen Oxide K + 1 2 O und Ba + 2 O mit Wasser reagieren, entstehen die entsprechenden Hydroxide K + 1 OH und Ba + 2 (OH) 2:
K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH– Kaliumhydroxid
BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2– Bariumhydroxid
Alle Hydroxide, die aktiven basischen Oxiden (Oxiden von Alkalimetallen und Erdalkalimetallen) entsprechen, sind Alkalien. Alkalien sind alle wasserlöslichen Metallhydroxide, sowie (ausnahmsweise) das schwerlösliche Calciumhydroxid Ca(OH) 2 .
Die Wechselwirkung von sauren Oxiden mit Wasser sowie die Reaktion von aktiven basischen Oxiden mit Wasser führt zur Bildung der entsprechenden Hydroxide. Nur bei Säureoxiden entsprechen sie nicht basischen, sondern sauren Hydroxiden, die häufiger genannt werden sauerstoffhaltige Säuren. Es sei daran erinnert, dass das entsprechende Säureoxid eine sauerstoffhaltige Säure ist, die ein säurebildendes Element im gleichen Oxidationszustand wie im Oxid enthält.
Wenn wir also beispielsweise die Gleichung für die Wechselwirkung von saurem Oxid SO 3 mit Wasser aufschreiben wollen, müssen wir uns zunächst die wichtigsten schwefelhaltigen Säuren ins Gedächtnis rufen, die im Schullehrplan untersucht wurden. Dies sind Schwefelwasserstoff H 2 S, schwefelhaltige H 2 SO 3 und schwefelhaltige H 2 SO 4 -Säuren. Schwefelwasserstoff H 2 S ist, wie man unschwer erkennen kann, nicht sauerstoffhaltig, sodass seine Bildung bei der Wechselwirkung von SO 3 mit Wasser sofort ausgeschlossen werden kann. Von den Säuren H 2 SO 3 und H 2 SO 4 enthält Schwefel in der Oxidationsstufe +6 wie in Oxid SO 3 nur Schwefelsäure H 2 SO 4. Daher wird sie bei der Reaktion von SO 3 mit Wasser gebildet:
H 2 O + SO 3 \u003d H 2 SO 4
In ähnlicher Weise bildet Oxid N 2 O 5 , das Stickstoff in der Oxidationsstufe +5 enthält, mit Wasser reagierend Salpetersäure HNO 3 , aber auf keinen Fall salpetrige HNO 2 , da in Salpetersäure die Oxidationsstufe von Stickstoff wie in N 2 O 5 ist , gleich +5 und in Stickstoff - +3:
N +5 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HN +5 O 3
Wechselwirkung von Oxiden untereinander
Zunächst muss klar verstanden werden, dass unter salzbildenden Oxiden (sauer, basisch, amphoter) fast nie Reaktionen zwischen Oxiden derselben Klasse auftreten, d.h. In den allermeisten Fällen ist eine Interaktion unmöglich:
1) basisches Oxid + basisches Oxid ≠
2) Säureoxid + Säureoxid ≠
3) amphoteres Oxid + amphoteres Oxid ≠
Während eine Wechselwirkung zwischen Oxiden, die zu verschiedenen Arten gehören, fast immer möglich ist, d.h. fast immer Fluss Reaktionen zwischen:
1) basisches Oxid und saures Oxid;
2) amphoteres Oxid und Säureoxid;
3) amphoteres Oxid und basisches Oxid.
Als Ergebnis all dieser Wechselwirkungen ist das Produkt immer ein durchschnittliches (normales) Salz.
Betrachten wir all diese Wechselwirkungspaare genauer.
Als Ergebnis der Interaktion:
Me x O y + Säureoxid, wobei Me x O y - Metalloxid (basisch oder amphoter)
es entsteht ein Salz, bestehend aus dem Metallkation Me (aus dem ursprünglichen Me x O y ) und dem Säurerest der dem Säureoxid entsprechenden Säure.
Versuchen wir beispielsweise, die Wechselwirkungsgleichungen für die folgenden Reagenzienpaare aufzuschreiben:
Na 2 O + P 2 O 5 und Al 2 O 3 + SO 3
Im ersten Reagenzienpaar sehen wir ein basisches Oxid (Na 2 O) und ein saures Oxid (P 2 O 5). Im zweiten - amphoteres Oxid (Al 2 O 3) und Säureoxid (SO 3).
Wie bereits erwähnt, entsteht durch die Wechselwirkung eines basischen/amphoteren Oxids mit einem sauren ein Salz, bestehend aus einem Metallkation (aus dem ursprünglichen basischen/amphoteren Oxid) und einem Säurerest der entsprechenden Säure ursprüngliches saures Oxid.
Somit sollte die Wechselwirkung von Na 2 O und P 2 O 5 ein Salz bilden, das aus Na + -Kationen (aus Na 2 O) und dem Säurerest PO 4 3- besteht, da das Oxid P +5 2 O 5 entspricht Säure H 3 P +5 O 4 . Jene. Als Ergebnis dieser Wechselwirkung wird Natriumphosphat gebildet:
3Na 2 O + P 2 O 5 \u003d 2Na 3 PO 4- Natriumphosphat
Die Wechselwirkung von Al 2 O 3 und SO 3 wiederum sollte ein Salz bilden, das aus Al 3+ -Kationen (aus Al 2 O 3) und dem Säurerest SO 4 2- besteht, da das Oxid S +6 O 3 entspricht saurem H 2 S +6 O 4 . Als Ergebnis dieser Reaktion wird Aluminiumsulfat erhalten:
Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3- Aluminiumsulfat
Spezifischer ist die Wechselwirkung zwischen amphoteren und basischen Oxiden. Diese Reaktionen werden bei hohen Temperaturen durchgeführt, und ihr Auftreten ist aufgrund der Tatsache möglich, dass das amphotere Oxid tatsächlich die Rolle des sauren Oxids übernimmt. Als Ergebnis dieser Wechselwirkung wird ein Salz einer bestimmten Zusammensetzung gebildet, bestehend aus einem Metallkation, das das anfängliche basische Oxid bildet, und einem "Säurerest" / Anion, das das Metall aus dem amphoteren Oxid enthält. Die allgemeine Formel für einen solchen „Säurerest“/Anion kann als MeO 2 x – geschrieben werden, wobei Me ein Metall aus einem amphoteren Oxid ist und x = 2 im Fall von amphoteren Oxiden mit einer allgemeinen Formel der Form Me + ist 2 O (ZnO, BeO, PbO) und x = 1 - für amphotere Oxide mit der allgemeinen Formel der Form Me +3 2 O 3 (zB Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 und Fe 2 O 3).
Versuchen wir, als Beispiel die Wechselwirkungsgleichungen aufzuschreiben
ZnO + Na 2 O und Al 2 O 3 + BaO
Im ersten Fall ist ZnO ein amphoteres Oxid mit der allgemeinen Formel Me +2 O und Na 2 O ist ein typisches basisches Oxid. Gemäß dem Obigen sollte als Ergebnis ihrer Wechselwirkung ein Salz gebildet werden, das aus einem Metallkation besteht, das ein basisches Oxid bildet, d.h. in unserem Fall Na + (aus Na 2 O) und ein "Säurerest" / Anion mit der Formel ZnO 2 2-, da das amphotere Oxid eine allgemeine Formel der Form Me + 2 O hat Das resultierende Salz sieht unter der Bedingung der elektrischen Neutralität einer seiner Struktureinheiten ("Moleküle") wie Na 2 ZnO 2 aus:
ZnO + Na 2 O = zu=> Na 2 ZnO 2
Im Falle eines wechselwirkenden Reagenzienpaares Al 2 O 3 und BaO ist die erste Substanz ein amphoteres Oxid mit der allgemeinen Formel der Form Me +3 2 O 3 , und die zweite ein typisches basisches Oxid. In diesem Fall wird ein Salz gebildet, das ein Metallkation aus dem basischen Oxid enthält, d. h. Ba 2+ (aus BaO) und "Säurerest"/Anion AlO 2 – . Jene. Die Formel des resultierenden Salzes hat unter der Bedingung der elektrischen Neutralität einer seiner Struktureinheiten („Moleküle“) die Form Ba(AlO 2) 2, und die Wechselwirkungsgleichung selbst wird wie folgt geschrieben:
Al 2 O 3 + BaO = zu=> Ba (AlO2) 2
Wie wir oben geschrieben haben, läuft die Reaktion fast immer ab:
Me x O y + Säureoxid,
wobei Me x O y entweder basisches oder amphoteres Metalloxid ist.
Allerdings sollte man sich an zwei "heikle" saure Oxide erinnern - Kohlendioxid (CO 2) und Schwefeldioxid (SO 2). Ihre "Anhänglichkeit" liegt darin begründet, dass trotz der offensichtlichen sauren Eigenschaften die Aktivität von CO 2 und SO 2 nicht ausreicht für ihre Wechselwirkung mit schwach aktiven basischen und amphoteren Oxiden. Von den Metalloxiden reagieren sie nur mit aktive basische Oxide(Oxide von Alkalimetall und Erdalkalimetall). So können beispielsweise Na 2 O und BaO als aktive basische Oxide mit ihnen reagieren:
CO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 CO 3
SO 2 + BaO = BaSO 3
Während CuO- und Al 2 O 3 -Oxide, die nicht mit aktiven basischen Oxiden verwandt sind, nicht mit CO 2 und SO 2 reagieren:
CO 2 + CuO ≠
CO 2 + Al 2 O 3 ≠
SO 2 + CuO ≠
SO 2 + Al 2 O 3 ≠
Wechselwirkung von Oxiden mit Säuren
Basische und amphotere Oxide reagieren mit Säuren. Dabei entstehen Salze und Wasser:
FeO + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2 O
Nicht salzende Oxide reagieren überhaupt nicht mit Säuren, und saure Oxide reagieren in den meisten Fällen nicht mit Säuren.
Wann reagiert Säureoxid mit Säure?
Beim Lösen des Prüfungsteils mit Antwortmöglichkeiten sollten Sie bedingt davon ausgehen, dass Säureoxide weder mit Säureoxiden noch mit Säuren reagieren, außer in folgenden Fällen:
1) Siliziumdioxid reagiert als saures Oxid mit Flusssäure und löst sich darin auf. Dank dieser Reaktion kann insbesondere Glas in Flusssäure gelöst werden. Bei einem Überschuss an HF hat die Reaktionsgleichung die Form:
SiO 2 + 6HF \u003d H 2 + 2H 2 O,
und bei HF-Mangel:
SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O
2) SO 2 reagiert als Säureoxid je nach Typ leicht mit Schwefelwasserstoffsäure H 2 S Co-Proportionierung:
S +4 O 2 + 2H 2 S -2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O
3) Phosphor(III)-oxid P 2 O 3 kann mit oxidierenden Säuren reagieren, zu denen konzentrierte Schwefelsäure und Salpetersäure beliebiger Konzentration gehören. In diesem Fall steigt die Oxidationsstufe von Phosphor von +3 auf +5:
| P2O3 | + | 2H2SO4 | + | H2O | =zu=> | 2SO2 | + | 2H3PO4 |
| (konz.) |
| 3 P2O3 | + | 4HNO 3 | + | 7 H2O | =zu=> | 4NO | + | 6 H3PO4 |
| (razb.) |
| 2HNO 3 | + | 3SO2 | + | 2H2O | =zu=> | 3H2SO4 | + | 2NEIN |
| (razb.) |
Wechselwirkung von Oxiden mit Metallhydroxiden
Säureoxide reagieren mit basischen und amphoteren Metallhydroxiden. Dabei entsteht ein Salz, bestehend aus einem Metallkation (aus dem anfänglichen Metallhydroxid) und einem dem Säureoxid entsprechenden Säurerest.
SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O
Säureoxide, die mehrbasigen Säuren entsprechen, können mit Alkalien sowohl normale als auch saure Salze bilden:
CO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O
CO 2 + NaOH = NaHCO 3
P 2 O 5 + 6 KOH \u003d 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O
P 2 O 5 + 4 KOH \u003d 2 K 2 HPO 4 + H 2 O
P 2 O 5 + 2 KOH + H 2 O \u003d 2 KH 2 PO 4
Die "heiklen" Oxide CO 2 und SO 2 , deren Aktivität, wie bereits erwähnt, für ihre Reaktion mit niederaktiven basischen und amphoteren Oxiden nicht ausreicht, reagieren dennoch mit den meisten ihnen entsprechenden Metallhydroxiden. Genauer gesagt interagieren Kohlendioxid und Schwefeldioxid mit unlöslichen Hydroxiden in Form ihrer Suspension in Wasser. In diesem Fall nur einfach Über offensichtliche Salze, Hydroxocarbonate und Hydroxosulfite genannt, und die Bildung von mittleren (normalen) Salzen ist unmöglich:
2Zn(OH) 2 + CO 2 = (ZnOH) 2 CO 3 + H 2 O(in Lösung)
2Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O(in Lösung)
Mit Metallhydroxiden in der Oxidationsstufe +3, wie beispielsweise Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 usw. reagieren Kohlendioxid und Schwefeldioxid jedoch überhaupt nicht.
Zu beachten ist auch die besondere Trägheit von Siliziumdioxid (SiO 2), das in der Natur am häufigsten in Form von gewöhnlichem Sand vorkommt. Dieses Oxid ist sauer, kann jedoch unter den Metallhydroxiden nur mit konzentrierten (50-60%) Alkalilösungen sowie mit reinen (festen) Alkalien während des Schmelzens reagieren. In diesem Fall werden Silikate gebildet:
2NaOH + SiO 2 = zu=> Na 2 SiO 3 + H 2 O
Amphotere Oxide aus Metallhydroxiden reagieren nur mit Alkalien (Hydroxide von Alkali- und Erdalkalimetallen). Dabei entstehen bei der Durchführung der Reaktion in wässrigen Lösungen lösliche Komplexsalze:
ZnO + 2NaOH + H 2 O \u003d Na 2- Natriumtetrahydroxozinkat
BeO + 2NaOH + H 2 O \u003d Na 2- Natriumtetrahydroxoberyllat
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na- Natriumtetrahydroxoaluminat
Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na 3- Natriumhexahydroxochromat (III)
Und wenn diese gleichen amphoteren Oxide mit Alkalien verschmolzen werden, werden Salze erhalten, die aus einem Alkali- oder Erdalkalimetallkation und einem Anion vom MeO 2 x-Typ bestehen, wobei x= 2 im Fall von amphoterem Oxid vom Typ Me +2 O und x= 1 für ein amphoteres Oxid der Form Me 2 +2 O 3:
ZnO + 2NaOH = zu=> Na 2 ZnO 2 + H 2 O
BeO + 2 NaOH = zu=> Na 2 BeO 2 + H 2 O
Al 2 O 3 + 2NaOH \u003d zu=> 2NaAlO 2 + H 2 O
Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d zu=> 2NaCrO 2 + H 2 O
Fe 2 O 3 + 2NaOH \u003d zu=> 2NaFeO 2 + H 2 O
Es sei darauf hingewiesen, dass Salze, die durch Schmelzen von amphoteren Oxiden mit festen Alkalien erhalten werden, leicht aus Lösungen der entsprechenden Komplexsalze durch deren Eindampfen und anschließendes Kalzinieren erhalten werden können:
Na 2 = zu=> Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Na = zu=> NaAlO 2 + 2H 2 O
Wechselwirkung von Oxiden mit mittleren Salzen
Meistens reagieren mittlere Salze nicht mit Oxiden.
Sie sollten jedoch die folgenden Ausnahmen von dieser Regel lernen, die häufig in der Prüfung zu finden sind.
Eine dieser Ausnahmen ist, dass amphotere Oxide sowie Siliziumdioxid (SiO 2 ) beim Schmelzen mit Sulfiten und Carbonaten schwefelhaltige (SO 2 ) bzw. Kohlendioxid (CO 2 )-Gase aus letzteren verdrängen. Zum Beispiel:
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 \u003d zu=> 2NaAlO 2 + CO 2
SiO 2 + K 2 SO 3 \u003d zu=> K 2 SiO 3 + SO 2
Auch die Reaktionen von Oxiden mit Salzen können bedingt die Wechselwirkung von Schwefeldioxid und Kohlendioxid mit wässrigen Lösungen oder Suspensionen der entsprechenden Salze - Sulfite und Carbonate - beinhalten, was zur Bildung von Säuresalzen führt:
Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d 2NaHCO 3
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2
Außerdem verdrängt Schwefeldioxid, wenn es durch wässrige Lösungen oder Suspensionen von Carbonaten geleitet wird, Kohlendioxid aus diesen, da schweflige Säure eine stärkere und stabilere Säure als Kohlensäure ist:
K 2 CO 3 + SO 2 \u003d K 2 SO 3 + CO 2
OVR mit Oxiden
Rückgewinnung von Oxiden von Metallen und Nichtmetallen
So wie Metalle mit Salzlösungen weniger aktiver Metalle reagieren können und diese in ihrer freien Form verdrängen, können auch Metalloxide beim Erhitzen mit aktiveren Metallen reagieren.
Denken Sie daran, dass Sie die Aktivität von Metallen entweder anhand der Aktivitätsreihe von Metallen oder, wenn ein oder zwei Metalle nicht gleichzeitig in der Aktivitätsreihe enthalten sind, anhand ihrer relativen Position im Periodensystem vergleichen können: die untere und die links vom Metall, desto aktiver ist es. Es ist auch nützlich, sich daran zu erinnern, dass jedes Metall aus der SM- und SHM-Familie immer aktiver sein wird als ein Metall, das kein Vertreter von SHM oder SHM ist.
Insbesondere das in der Industrie verwendete Aluminothermie-Verfahren zur Gewinnung schwer rückgewinnbarer Metalle wie Chrom und Vanadium basiert auf der Wechselwirkung eines Metalls mit einem Oxid eines weniger aktiven Metalls:
Cr 2 O 3 + 2 Al = zu=> Al 2 O 3 + 2 Cr
Während des Prozesses der Aluminothermie wird eine enorme Wärmemenge erzeugt und die Temperatur der Reaktionsmischung kann mehr als 2000 o C erreichen.
Auch Oxide fast aller Metalle, die in der Aktivitätsreihe rechts von Aluminium stehen, können beim Erhitzen mit Wasserstoff (H 2), Kohlenstoff (C) und Kohlenmonoxid (CO) zu freien Metallen reduziert werden. Zum Beispiel:
Fe 2 O 3 + 3 CO = zu=> 2Fe + 3CO 2
CuO+C= zu=> Cu + CO
FeO + H 2 \u003d zu=> Fe + H 2 O
Es ist zu beachten, dass, wenn das Metall mehrere Oxidationsstufen aufweisen kann, bei einem Fehlen des verwendeten Reduktionsmittels auch eine unvollständige Reduktion von Oxiden möglich ist. Zum Beispiel:
Fe 2 O 3 + CO =zu=> 2FeO + CO 2
4CuO+C= zu=> 2Cu 2 O + CO 2
Oxide aktiver Metalle (Alkali, Erdalkali, Magnesium und Aluminium) mit Wasserstoff und Kohlenmonoxid reagiere nicht.
Oxide aktiver Metalle reagieren jedoch mit Kohlenstoff, jedoch auf andere Weise als Oxide weniger aktiver Metalle.
Um nicht verwirrt zu werden, sollte im Rahmen des USE-Programms berücksichtigt werden, dass durch die Reaktion von aktiven Metalloxiden (bis einschließlich Al) mit Kohlenstoff die Bildung freier Alkalimetalle, Erdalkalimetalle, Mg und auch Al ist unmöglich. In solchen Fällen kommt es zur Bildung von Metallcarbid und Kohlenmonoxid. Zum Beispiel:
2Al 2 O 3 + 9C \u003d zu=> Al 4 C 3 + 6 CO
CaO + 3C = zu=> CaC2 + CO
Nichtmetalloxide können oft durch Metalle zu freien Nichtmetallen reduziert werden. So reagieren beispielsweise Oxide von Kohlenstoff und Silizium beim Erhitzen mit Alkali, Erdalkalimetallen und Magnesium:
CO 2 + 2 Mg = zu=> 2MgO + C
SiO2 + 2Mg = zu=> Si + 2MgO
Bei einem Überschuss an Magnesium kann auch letztere Wechselwirkung zur Bildung führen Magnesiumsilizid Mg2Si:
SiO 2 + 4 Mg = zu=> Mg2Si + 2MgO
Auch mit weniger aktiven Metallen wie Zink oder Kupfer lassen sich Stickoxide relativ einfach reduzieren:
Zn + 2NO = zu=> ZnO + N 2
NO 2 + 2Cu = zu=> 2CuO + N 2
Wechselwirkung von Oxiden mit Sauerstoff
Um in den Aufgaben der realen Prüfung die Frage beantworten zu können, ob ein Oxid mit Sauerstoff (O 2) reagiert, müssen Sie sich zunächst daran erinnern, dass Oxide, die mit Sauerstoff reagieren können (von denen, denen Sie auf der Prüfung selbst) kann nur chemische Elemente aus der Liste bilden:
Oxide anderer chemischer Elemente, die bei der realen Verwendung auftreten, reagieren mit Sauerstoff wird nicht (!).
Für ein visuelleres bequemeres Auswendiglernen der obigen Liste von Elementen ist meiner Meinung nach die folgende Abbildung praktisch:
Alle chemischen Elemente, die Oxide bilden können, die mit Sauerstoff reagieren (von denen, die in der Prüfung angetroffen werden)
Zuallererst sollte unter den aufgelisteten Elementen Stickstoff N in Betracht gezogen werden, weil. das Verhältnis seiner Oxide zu Sauerstoff unterscheidet sich deutlich von den Oxiden der übrigen Elemente in der obigen Liste.
Es sollte klar daran erinnert werden, dass Stickstoff insgesamt fünf Oxide bilden kann, nämlich:
Von allen Stickoxiden kann Sauerstoff reagieren nur NEIN. Diese Reaktion läuft sehr leicht ab, wenn NO sowohl mit reinem Sauerstoff als auch mit Luft gemischt wird. In diesem Fall wird ein schneller Farbwechsel des Gases von farblos (NO) nach braun (NO 2) beobachtet:
| 2NEIN | + | O2 | = | 2NEIN 2 |
| farblos | braun |
Um die Frage zu beantworten - reagiert irgendein Oxid eines anderen der oben genannten chemischen Elemente mit Sauerstoff (d.h. MIT,Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Kr) — Zuallererst müssen Sie sich an sie erinnern hauptsächlich Oxidationsstufe (CO). Hier sind sie :
Als nächstes müssen Sie sich daran erinnern, dass von den möglichen Oxiden der oben genannten chemischen Elemente nur diejenigen mit Sauerstoff reagieren, die das Element unter den oben genannten Oxidationsstufen im Minimum enthalten. In diesem Fall steigt die Oxidationsstufe des Elements auf den nächstmöglichen positiven Wert:
| Element |
Das Verhältnis seiner Oxidezu Sauerstoff |
| Mit | Das Minimum unter den wichtigsten positiven Oxidationszuständen von Kohlenstoff ist +2
, und das Beste daran ist +4
. Somit reagiert nur CO mit Sauerstoff aus den Oxiden C +2 O und C +4 O 2. In diesem Fall läuft die Reaktion ab: 2C +2 O + O 2 = zu=> 2C+4O2 CO 2 + O 2 ≠- Die Reaktion ist grundsätzlich unmöglich, weil +4 ist die höchste Oxidationsstufe von Kohlenstoff. |
| Si | Das Minimum unter den wichtigsten positiven Oxidationszuständen von Silizium ist +2, und das nächstgelegene positive ist +4. Somit reagiert nur SiO mit Sauerstoff aus den Oxiden Si +2 O und Si +4 O 2 . Aufgrund einiger Besonderheiten der Oxide SiO und SiO 2 kann nur ein Teil der Siliziumatome im Oxid Si + 2 O oxidiert werden. infolge seiner Wechselwirkung mit Sauerstoff entsteht ein Mischoxid, das sowohl Silizium in der Oxidationsstufe +2 als auch Silizium in der Oxidationsstufe +4 enthält, nämlich Si 2 O 3 (Si +2 O Si +4 O 2): 4Si +2 O + O 2 \u003d zu=> 2Si +2, +4 2 O 3 (Si +2 O Si +4 O 2) SiO 2 + O 2 ≠- Die Reaktion ist grundsätzlich unmöglich, weil +4 ist die höchste Oxidationsstufe von Silizium. |
| P | Das Minimum unter den wichtigsten positiven Oxidationszuständen von Phosphor ist +3, und das nächstgelegene positive ist +5. Somit reagiert nur P 2 O 3 mit Sauerstoff aus den Oxiden P +3 2 O 3 und P +5 2 O 5 . In diesem Fall verläuft die Reaktion der zusätzlichen Oxidation von Phosphor mit Sauerstoff von der Oxidationsstufe +3 bis zur Oxidationsstufe +5: P +3 2 O 3 + O 2 = zu=> P +5 2 O 5 P +5 2 O 5 + O 2 ≠- Die Reaktion ist grundsätzlich unmöglich, weil +5 ist die höchste Oxidationsstufe von Phosphor. |
| S | Das Minimum unter den wichtigsten positiven Oxidationszuständen von Schwefel ist +4, und der nächste positive Wert ist +6. Somit reagiert nur SO 2 mit Sauerstoff aus den Oxiden S +4 O 2 , S +6 O 3 . In diesem Fall läuft die Reaktion ab: 2S +4 O 2 + O 2 \u003d zu=> 2S +6 O 3 2S +6 O 3 + O 2 ≠- Die Reaktion ist grundsätzlich unmöglich, weil +6 ist die höchste Oxidationsstufe von Schwefel. |
| Cu | Das Minimum unter den positiven Oxidationszuständen von Kupfer ist +1, und dem Wert am nächsten kommt das positive (und einzige) +2. Somit reagiert nur Cu 2 O mit Sauerstoff aus den Oxiden Cu +1 2 O, Cu +2 O. In diesem Fall läuft die Reaktion ab: 2Cu +1 2 O + O 2 = zu=> 4Cu+2O CuO + O 2 ≠- Die Reaktion ist grundsätzlich unmöglich, weil +2 ist die höchste Oxidationsstufe von Kupfer. |
| Kr | Das Minimum unter den wichtigsten positiven Oxidationszuständen von Chrom ist +2, und der nächste positive Wert ist +3. Somit reagiert nur CrO mit Sauerstoff aus den Oxiden Cr +2 O, Cr +3 2 O 3 und Cr +6 O 3 , während es durch Sauerstoff in die nächste (nicht mögliche) positive Oxidationsstufe oxidiert wird, d.h. +3: 4Cr +2 O + O 2 \u003d zu=> 2Cr +3 2 O 3 Cr +3 2 O 3 + O 2 ≠- Die Reaktion läuft nicht ab, obwohl Chromoxid vorhanden ist und sich in einem Oxidationszustand von mehr als +3 (Cr +6 O 3) befindet. Die Unmöglichkeit dieser Reaktion liegt darin begründet, dass die für ihre hypothetische Durchführung erforderliche Erwärmung die Zersetzungstemperatur von CrO 3 -Oxid bei weitem übersteigt. Cr +6 O 3 + O 2 ≠ - diese Reaktion kann prinzipiell nicht ablaufen, weil +6 ist die höchste Oxidationsstufe von Chrom. |
| Mn | Das Minimum unter den wichtigsten positiven Oxidationszuständen von Mangan ist +2, und das nächstgelegene positive ist +4. Somit reagiert von den möglichen Oxiden Mn +2 O, Mn +4 O 2 , Mn +6 O 3 und Mn +7 2 O 7 nur MnO mit Sauerstoff, während es durch Sauerstoff zum benachbarten (nicht möglichen) positiven oxidiert wird Oxidationsstufe, t .e. +4: 2Mn +2 O + O 2 = zu=> 2Mn +4 O 2 während: Mn +4 O 2 + O 2 ≠ und Mn +6 O 3 + O 2 ≠- Reaktionen laufen nicht ab, obwohl es Manganoxid Mn 2 O 7 gibt, das Mn in einer höheren Oxidationsstufe als +4 und +6 enthält. Dies ist darauf zurückzuführen, dass die für die weitere hypothetische Oxidation von Mn-Oxiden erforderlich sind +4 O2 und Mn +6 Die O 3 -Erwärmung übersteigt die Zersetzungstemperatur der resultierenden Oxide MnO 3 und Mn 2 O 7 erheblich. Mn +7 2 O 7 + O 2 ≠- diese Reaktion ist prinzipiell unmöglich, weil +7 ist die höchste Oxidationsstufe von Mangan. |
| Fe | Das Minimum unter den wichtigsten positiven Oxidationszuständen von Eisen ist +2
, und dem am nächsten unter den möglichen - +3
. Trotz der Tatsache, dass es für Eisen eine Oxidationsstufe von +6 gibt, existiert das Säureoxid FeO 3 sowie die entsprechende „Eisen“-Säure jedoch nicht. So können von den Eisenoxiden nur solche Oxide mit Sauerstoff reagieren, die Fe in der Oxidationsstufe +2 enthalten. Es ist entweder Fe-Oxid +2 O oder gemischtes Eisenoxid Fe +2 ,+3 3 O 4 (Eisenskala):
gemischtes Fe-Oxid +2,+3 3 O 4 kann weiter zu Fe oxidiert werden +3 2O3:
Fe +3 2 O 3 + O 2 ≠ - der Ablauf dieser Reaktion ist prinzipiell unmöglich, weil Oxide, die Eisen in einer höheren Oxidationsstufe als +3 enthalten, existieren nicht. |
Oxide sind binäre Verbindungen eines Elements mit Sauerstoff in der Oxidationsstufe (-2). Oxide sind charakteristische Verbindungen für chemische Elemente. Es ist kein Zufall, dass D.I. Mendeleev ließ sich bei der Zusammenstellung des Periodensystems von der Stöchiometrie des höheren Oxids leiten und fasste Elemente mit der gleichen Formel des höheren Oxids zu einer Gruppe zusammen. Das höchste Oxid ist das Oxid, an dem das Element die für ihn maximal mögliche Anzahl von Sauerstoffatomen angelagert hat. Im höheren Oxid befindet sich das Element in seiner maximalen (höchsten) Oxidationsstufe. Somit werden die höheren Oxide der Elemente der Gruppe VI, sowohl Nichtmetalle S, Se, Te, als auch Metalle Cr, Mo, W, durch die gleiche Formel EO 3 beschrieben. Alle Elemente der Gruppe zeigen gerade im höchsten Oxidationsgrad die größte Ähnlichkeit. So sind beispielsweise alle höheren Oxide von Elementen der Gruppe VI sauer.
Oxide- Dies sind die häufigsten Verbindungen in metallurgischen Technologien.
Viele Metalle kommen in Form von Oxiden in der Erdkruste vor.. Aus natürlichen Oxiden werden wichtige Metalle wie z Fe, Mn, Sn, Cr.
Die Tabelle zeigt Beispiele für natürliche Oxide, die zur Gewinnung von Metallen verwendet werden.
| Mir | Oxid | Mineral |
| Fe | Fe 2 O 3 und Fe 3 O 4 | Hämatit und Magnetit |
| Mn | MnO2 | Pyrolusit |
| Kr | FeO . Cr2O3 | Chromit |
| Ti | TiO2 und FeO . TiO2 | Rutil und Ilmenit |
| schn | SnO2 | Kassiterit |
2ZnS + 3O 2 = 2 ZnO + 2SO 2
Natürliche Hydroxide und Carbonate werden thermisch zersetzt, was zur Bildung eines Oxids führt.
2MeOOH \u003d Me 2 O 3 + H 2 O
MeCO 3 \u003d MeO + CO 2
Da außerdem Metalle in der Umwelt durch atmosphärischen Sauerstoff oxidiert werden und bei hohen Temperaturen, die für viele metallurgische Industrien charakteristisch sind, die Oxidation von Metallen verstärkt wird, ist die Kenntnis der Eigenschaften der erhaltenen Oxide erforderlich.
Die obigen Gründe erklären, warum Oxiden in Diskussionen über die Metallchemie besondere Aufmerksamkeit geschenkt wird.
Unter den chemischen Elementen von Metallen - 85, und viele Metalle haben mehr als ein Oxid, so dass die Klasse der Oxide eine große Anzahl von Verbindungen umfasst, und diese Vielzahl macht es schwierig, ihre Eigenschaften zu überprüfen. Ich werde jedoch versuchen, Folgendes zu identifizieren:
- allgemeine Eigenschaften, die allen Metalloxiden innewohnen,
- Muster in Änderungen ihrer Eigenschaften,
- die chemischen Eigenschaften der in der Metallurgie am häufigsten verwendeten Oxide aufzeigen,
- Lassen Sie uns einige der wichtigen physikalischen Eigenschaften von Metalloxiden vorstellen.
Oxide Metalle unterscheiden sich im stöchiometrischen Verhältnis von Metall- und Sauerstoffatomen. Diese stöchiometrischen Verhältnisse bestimmen den Oxidationsgrad des Metalls im Oxid.
Die Tabelle listet die stöchiometrischen Formeln von Metalloxiden in Abhängigkeit vom Oxidationsgrad des Metalls auf und gibt an, welche Metalle in der Lage sind, Oxide eines bestimmten stöchiometrischen Typs zu bilden.
Neben solchen Oxiden, die im allgemeinen durch die Formel MeO X / 2 beschrieben werden können, wobei X die Oxidationsstufe des Metalls ist, gibt es auch Oxide, die das Metall in unterschiedlichen Oxidationsstufen enthalten, beispielsweise Fe 3 O 4 , sowie die sogenannten Mischoxide, z.B. FeO . Cr2O3.
Nicht alle Metalloxide haben eine konstante Zusammensetzung, es sind Oxide mit variabler Zusammensetzung bekannt, beispielsweise TiOx, wobei x = 0,88–1,20; FeOx, wobei x = 1,04 - 1,12 usw.
S-Metalloxide haben jeweils nur ein Oxid. Metalle von p- und d-Blöcken haben in der Regel mehrere Oxide, mit Ausnahme von Al, Ga, In und d-Elementen der Gruppen 3 und 12.
Oxide wie MeO und Me 2 O 3 bilden fast alle d-Metalle mit 4 Perioden. Die meisten d-Metalle der Perioden 5 und 6 sind durch Oxide gekennzeichnet, in denen das Metall in hohen Oxidationsstufen vorliegt³ 4. Oxide des MeO-Typs bilden nur Cd, Hg und Pd; Typ Me 2 O 3 , zusätzlich zu Y und La, Form von Au, Rh; Silber und Gold bilden Oxide vom Me 2 O-Typ.
Stöchiometrische Arten von Metalloxiden
| Oxidationszustand | Oxidtyp | Metalle, die ein Oxid bilden |
| +1 | Ich 2O | Metalle 1 und 11 Gruppen |
| +2 | MeO | Allesd-Metalle 4 Perioden(außer Sc), alle Metalle 2 und 12 Gruppen, sowie Sn, Pb; Cd, Hg und Pd |
| +3 | Ich 2 O 3 | Fast alled-Metalle 4 Perioden(außer Cu und Zn), alle Metalle der Gruppen 3 und 13, Au, Rh |
| +4 | MeO2 | Metalle 4 und 14 Gruppen und viele andere d-Metalle: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, Pt |
| +5 | Ich 2 O 5 | Metalle5 und 15 Gruppen |
| +6 | MeO 3 | Metalle6 Gruppen |
| +7 | Ich 2 O 7 | Metalle7 Gruppen |
| +8 | MeO 4 | Os und Ru |
Struktur von Oxiden
Die überwiegende Mehrheit der Metalloxide unter normalen Bedingungen- sie sind kristalline Feststoffe. Die Ausnahme ist das saure Oxid Mn 2 O 7 (es ist eine dunkelgrüne Flüssigkeit). Nur sehr wenige Kristalle von sauren Metalloxiden haben eine molekulare Struktur, das sind saure Oxide mit einem Metall in einer sehr hohen Oxidationsstufe: RuO 4, OsO4, Mn 2 O 7, Tc 2 O 7, Re 2 O 7.
In der allgemeinsten Form lässt sich die Struktur vieler kristalliner Metalloxide als eine regelmäßige dreidimensionale Anordnung von Sauerstoffatomen im Raum darstellen; Metallatome befinden sich in den Hohlräumen zwischen den Sauerstoffatomen. Da Sauerstoff ein sehr elektronegatives Element ist, zieht es einige der Valenzelektronen aus dem Metallatom und wandelt es in ein Kation um, und Sauerstoff selbst geht in eine anionische Form über und nimmt durch die Hinzufügung von Fremdelektronen an Größe zu. Große Sauerstoffanionen bilden ein Kristallgitter, und in den Hohlräumen dazwischen befinden sich Metallkationen. Nur in Metalloxiden, die sich in einem geringen Oxidationsgrad befinden und einen kleinen Elektronegativitätswert haben, kann die Bindung in Oxiden als ionisch angesehen werden. Praktisch ionisch sind Oxide von Alkali- und Erdalkalimetallen. In den meisten Metalloxiden liegt die chemische Bindung zwischen ionisch und kovalent. Mit zunehmendem Oxidationsgrad des Metalls nimmt der Beitrag der kovalenten Komponente zu.
Kristallstrukturen von Metalloxiden
Koordinationszahlen von Metallen in Oxiden
Das Metall in Oxiden wird nicht nur durch den Oxidationsgrad, sondern auch durch die Koordinationszahl charakterisiert, gibt an, wie viele Sauerstoffatome es koordiniert.
Sehr häufig bei Metalloxiden ist die Koordinationszahl 6, in diesem Fall befindet sich das Metallkation im Zentrum eines aus sechs Sauerstoffatomen gebildeten Oktaeders. Oktaeder werden so in ein Kristallgitter gepackt, dass das stöchiometrische Verhältnis von Metall- und Sauerstoffatomen erhalten bleibt. Im Kristallgitter von Calciumoxid ist die Koordinationszahl von Calcium also 6. Sauerstoffoktaeder mit dem Ca 2+ -Kation in der Mitte sind so miteinander verbunden, dass jeder Sauerstoff von sechs Calciumatomen umgeben ist, d.h. Sauerstoff gehört gleichzeitig zu 6 Calciumatomen. Ein solcher Kristall soll eine (6, 6)-Koordination haben. Die erste ist die Koordinationszahl des Kations und die zweite die Koordinationszahl des Anions. Somit sollte die Formel für CaO-Oxid geschrieben werden
CaO 6/6 ≡ CaO.
In TiO 2 -Oxid befindet sich das Metall ebenfalls in einer oktaedrischen Umgebung aus Sauerstoffatomen, einige der Sauerstoffatome sind durch gegenüberliegende Kanten und einige durch Ecken verbunden. In einem TiO 2 -Rutilkristall bedeutet die Koordination (6, 3), dass Sauerstoff zu drei Titanatomen gehört. Titanatome bilden im Kristallgitter von Rutil ein rechteckiges Parallelepiped.
Die Kristallstrukturen von Oxiden sind sehr unterschiedlich. Metalle können sich nicht nur in einer oktaedrischen Umgebung von Sauerstoffatomen befinden, sondern auch in einer tetraedrischen Umgebung, beispielsweise im Oxid BeO ≡ BeO 4|4 . In PbO-Oxid, das ebenfalls eine Kristallkoordination (4.4) aufweist, befindet sich Blei an der Spitze eines tetragonalen Prismas, an dessen Basis sich Sauerstoffatome befinden.
Metallatome können sich in unterschiedlichen Umgebungen von Sauerstoffatomen befinden, beispielsweise in oktaedrischen und tetraedrischen Hohlräumen, und das Metall befindet sich in unterschiedlichen Oxidationszuständen., wie zum Beispiel in Magnetit Fe 3 O 4 ≡ FeO. Fe2O3.
Defekte in Kristallgittern erklären die Variabilität in der Zusammensetzung einiger Oxide.
Das Konzept der räumlichen Strukturen ermöglicht es, die Gründe für die Bildung von Mischoxiden zu verstehen. In den Hohlräumen zwischen den Sauerstoffatomen können nicht nur Atome eines Metalls, sondern zwei verschiedene sein., wie zum Beispiel,
in Chromit FeO .
Cr2O3.
Rutilstruktur
Einige physikalische Eigenschaften von Metalloxiden
Die überwiegende Mehrheit der Oxide bei gewöhnlichen Temperaturen sind Feststoffe. Sie haben eine geringere Dichte als Metalle.
Viele Metalloxide sind feuerfeste Substanzen. Dadurch ist es möglich, feuerfeste Oxide als feuerfeste Materialien für metallurgische Öfen zu verwenden.
CaO-Oxid wird im industriellen Maßstab in einer Menge von 109 Millionen Tonnen/Jahr hergestellt. Es wird zum Auskleiden von Öfen verwendet. Oxide von BeO und MgO werden auch als feuerfeste Materialien verwendet. MgO-Oxid ist eines der wenigen feuerfesten Materialien, das gegen die Einwirkung von geschmolzenen Alkalien sehr beständig ist.
Manchmal verursacht die Feuerfestigkeit von Oxiden Probleme bei der Gewinnung von Metallen durch Elektrolyse aus ihren Schmelzen. So muss Al 2 O 3 -Oxid, das einen Schmelzpunkt von etwa 2000 °C hat, mit Na 3 -Kryolith gemischt werden, um die Schmelztemperatur auf ~1000 °C zu senken, und durch diese Schmelze wird ein elektrischer Strom geleitet.
Feuerfest sind Oxide von d-Metallen 5 und 6 Perioden Y 2 O 3 (2430), La 2 O 3 (2280), ZrO 2 (2700), HfO 2 (2080), Ta 2 O 5 (1870), Nb 2 O 5 (1490), sowie viele Oxide von d-Metallen der Periode 4 (siehe Tabelle). Alle Oxide der S-Metalle der Gruppe 2 sowie Al 2 O 3, Ga 2 O 3, SnO, SnO 2, PbO haben hohe Schmelzpunkte (siehe Tabelle).
Niedrige Schmelzpunkte (etwa C) haben normalerweise saure Oxide: RuO 4 (25), OsO 4 (41); Te 2 O 7 (120), Re 2 O 7 (302), ReO 3 (160), CrO 3 (197). Aber einige Säureoxide haben ziemlich hohe Schmelzpunkte (°C): MoO 3 (801) WO 3 (1473), V 2 O 5 (680).
Einige der basischen Oxide der d-Elemente, die die Reihe vervollständigen, sind zerbrechlich, schmelzen bei niedrigen Temperaturen oder zersetzen sich beim Erhitzen. Beim Erhitzen zersetzen sich HgO (400 o C), Au 2 O 3 (155), Au 2 O, Ag 2 O (200), PtO 2 (400).
Beim Erhitzen über 400 °C zersetzen sich auch alle Alkalimetalloxide unter Metall- und Peroxidbildung. Oxid Li 2 O ist stabiler und zersetzt sich bei Temperaturen über 1000 o C.
Die folgende Tabelle zeigt einige Eigenschaften von d-Metallen der Periode 4 sowie von s- und p-Metallen.
Eigenschaften von s- und p-Metalloxiden
| Mir | Oxid | Farbe | T Pl., оС | Säure-Basen-Charakter |
| S-Metalle | ||||
| Li | Li2O | Weiß | Alle Oxide zerfallen bei T > 400 o C, Li 2 O bei T > 1000 o C |
Alle Alkalimetalloxide sind basisch, wasserlöslich |
| N / A | Na2O | Weiß | ||
| K | K2O | gelb | ||
| Rb | Rb2O | gelb | ||
| Cs | Cs2O | Orange | ||
| Sei | BeO | Weiß | 2580 | amphoter |
| mg | MgO | Weiß | 2850 | Basic |
| Ca | CaO | Weiß | 2614 | Basisch, begrenzt wasserlöslich |
| Sr | SrO | Weiß | 2430 | |
| Ba | BaO | Weiß | 1923 | |
| p-Metalle | ||||
| Al | Al2O3 | Weiß | 2050 | amphoter |
| Ga | Ga2O3 | gelb | 1795 | amphoter |
| In | In 2O3 | gelb | 1910 | amphoter |
| Tl | Tl2O3 | braun | 716 | amphoter |
| Tl2O | Schwarz | 303 | Basic | |
| schn | SNO | Marineblau | 1040 | amphoter |
| SnO2 | Weiß | 1630 | amphoter | |
| Pb | PbO | rot | Verfärbt sich gelb bei T > 490 o C | amphoter |
| PbO | gelb | 1580 | amphoter | |
| Pb3O4 | rot | Diff. | ||
| PbO2 | Schwarz | Diff. Bei 300 o C | amphoter | |
Eigenschaften von d-Metalloxiden 4 Perioden
| Oxid | Farbe | r, g/cm3 | T Pl., оС | - ΔGo, kJ/mol | - ΔHo, kJ/mol | Vorherrschend Säure-Basen-Charakter |
|
| sc | Sc2O3 | Weiß | 3,9 | 2450 | 1637 | 1908 | Basic |
| Ti | TiO | braun | 4,9 | 1780, p | 490 | 526 | Basic |
| Ti2O3 | Violett | 4,6 | 1830 | 1434 | 1518 | Basic | |
| TiO2 | Weiß | 4,2 | 1870 | 945 | 944 | amphoter | |
| v | VO | grau | 5,8 | 1830 | 389 | 432 | Basic |
| V 2 O 3 | Schwarz | 4,9 | 1970 | 1161 | 1219 | Basic | |
| VO2 | blau | 4,3 | 1545 | 1429 | 713 | amphoter | |
| V 2 O 5 | Orange | 3,4 | 680 | 1054 | 1552 | Säure | |
| Kr | Cr2O3 | grün | 5,2 | 2335p | 536 | 1141 | amphoter |
| CrO3 | rot | 2,8 | 197p | 513 | 590 | Säure | |
| Mn | MNO | Grau Grün | 5,2 | 1842 | 385 | 385 | Basic |
| Mn2O3 | braun | 4,5 | 1000p | 958 | 958 | Basic | |
| Mn3O4 | braun | 4,7 | 1560p | 1388 | 1388 | ||
| MnO2 | braun | 5,0 | 535p | 521 | 521 | amphoter | |
| Mn2O7 | grün | 2,4 | 6.55p | 726 | Säure | ||
| Fe | FeO | Schwarz | 5,7 | 1400 | 265 | 265 | Basic |
| Fe304 | Schwarz | 5,2 | 1540p | 1117 | 1117 | ||
| Fe2O3 | braun | 5,3 | 1565 p | 822 | 822 | Basic | |
| co | GURREN | Grau Grün | 5,7 | 1830 | 213 | 239 | Basic |
| Co 3 O 4 | Schwarz | 6,1 | 900p | 754 | 887 | ||
| Ni | NiO | Grau Grün | 7,4 | 1955 | 239 | 240 | Basic |
| Cu | Cu2O | Orange | 6,0 | 1242 | 151 | 173 | Basic |
| CuO | Schwarz | 6,4 | 800p | 134 | 162 | Basic | |
| Zn | ZnO | Weiß | 5,7 | 1975 | 348 | 351 | amphoter |
Der Säure-Base-Charakter von Oxiden hängt vom Oxidationsgrad des Metalls und von der Art des Metalls ab.
Je niedriger die Oxidationsstufe, desto stärker die basischen Eigenschaften.Befindet sich das Metall in der Oxidationsstufe X £ 4 , dann ist sein Oxid entweder basisch oder amphoter.
Je höher der Oxidationsgrad, desto ausgeprägter sind die sauren Eigenschaften.. Befindet sich das Metall in der Oxidationsstufe X ≥ 5 , dann ist sein Hydroxid sauer.
Neben sauren und basischen Oxiden gibt es amphotere Oxide, die gleichzeitig saure und basische Eigenschaften aufweisen..
Alle p-Metalloxide sind amphoter, außerTl 2 Ö.
Auss-Metalle, nur Be hat ein amphoteres Oxid.
Unter den d-Metallen sind Oxide amphoter ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, Au 2 O 3, und fast alle Metalloxide im Oxidationszustand+4 außer dem basischen ZrO 2 und HfO 2 .
Die meisten Oxide, einschließlich Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 und Metalldioxide, zeigen Amphoterizität nur, wenn sie mit Alkalien geschmolzen werden. ZnO, VO 2 , Au 2 O 3 interagieren mit Alkalilösungen.
Für Oxide sind neben Säure-Base-Wechselwirkungen, also Reaktionen zwischen basischen Oxiden und Säuren und sauren Oxiden, sowie Reaktionen von sauren und amphoteren Oxiden mit Alkalien auch Redoxreaktionen charakteristisch.
Redoxeigenschaften von Metalloxiden
Da sich das Metall in allen Oxiden in einem oxidierten Zustand befindet, alle Oxide können ausnahmslos oxidierende Eigenschaften aufweisen.
Die häufigsten Reaktionen in der Pyrometallurgie- dies sind Redox-Wechselwirkungen zwischen Metalloxiden und verschiedenen Reduktionsmitteln, die zur Bildung eines Metalls führen.
Beispiele
2Fe 2 O 3 + 3C \u003d 4Fe + 3CO 2
Fe 3 O 4 + 2 C \u003d 3 Fe + 2 CO 2
MnO 2 + 2C \u003d Mn + 2CO
SnO 2 + C \u003d Sn + 2 CO 2
ZnO + C = Zn + CO
Cr 2 O 3 + 2Al \u003d 2Cr + Al 2 O 3
WO 3 + 3H 2 \u003d W + 3H 2 O
Wenn das Metall mehrere Oxidationsstufen aufweist, wird es bei ausreichender Temperaturerhöhung möglich, das Oxid unter Freisetzung von Sauerstoff zu zersetzen.
4CuO \u003d 2Cu 2 O + O 2
3PbO 2 \u003d Pb 3 O 4 + O 2,
2Pb 3 O 4 \u003d O 2 + 6PbO
Einige Oxide, insbesondere Edelmetalloxide, können sich beim Erhitzen zu Metall zersetzen.
2Ag 2 O \u003d 4Ag + O 2
2 Au 2 O 3 \u003d 4 Au + 3 O 2
Die stark oxidierenden Eigenschaften einiger Oxide werden in der Praxis genutzt. Zum Beispiel,
Die oxidierenden Eigenschaften von PbO 2 -Oxid werden in Bleibatterien genutzt, in denen aufgrund einer chemischen Reaktion zwischen PbO 2 und metallischem Blei ein elektrischer Strom entsteht.
PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 \u003d 2PbSO 4 + 2H 2 O
Die oxidierenden Eigenschaften von MnO 2 werden auch zur Stromerzeugung in galvanischen Zellen (Elektrobatterien) genutzt.
2MnO 2 + Zn + 2NH 4 Cl = + 2MnOOH
Die stark oxidierenden Eigenschaften einiger Oxide führen zu ihrer besonderen Wechselwirkung mit Säuren. So werden die Oxide PbO 2 und MnO 2 beim Auflösen in konzentrierter Salzsäure reduziert.
MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Wenn ein Metall mehrere Oxide bildet, können Metalloxide in einer niedrigeren Oxidationsstufe oxidieren, d. h. reduzierende Eigenschaften aufweisen.
Besonders stark reduzierende Eigenschaften zeigen Metalloxide in niedrigen und instabilen Oxidationsstufen, wie z. TiO, VO, CrO. Wenn sie in Wasser gelöst werden, werden sie oxidiert und stellen das Wasser wieder her. Ihre Reaktionen mit Wasser ähneln den Reaktionen eines Metalls mit Wasser.
2TiO + 2H 2 O = 2TiOOH + H 2 .
Dies sind komplexe Substanzen, die aus zwei chemischen Elementen bestehen, von denen eines Sauerstoff mit einer Oxidationsstufe (-2) ist. Allgemeine Formel von Oxiden: EmÖn, wo m- Anzahl der Elementatome E, a n ist die Anzahl der Sauerstoffatome. Oxide können fest (Sand SiO 2 , Quarzsorten), flüssig (Wasserstoffoxid H 2 O), gasförmig (Kohlenoxide: Kohlendioxid CO 2 und Kohlenmonoxid CO Gase) sein.
Die Nomenklatur chemischer Verbindungen hat sich mit der Anhäufung von Faktenmaterial entwickelt. Während die Zahl der bekannten Verbindungen zunächst gering war, wurde sie weithin verwendet Trivialnamen, die Zusammensetzung, Struktur und Eigenschaften eines Stoffes nicht widerspiegeln, - Minimum Pb 3 O 4, Litharge RIO, Magnesia MgO Eisenoxid Fe 3 O 4, Lachgas N 2 O, weißes Arsen As 2 O 3 Die triviale Nomenklatur wurde durch ersetzt semi-systematisch Nomenklatur - Angaben zur Anzahl der Sauerstoffatome in der Verbindung wurden in den Namen aufgenommen: salpetrig- für niedriger Oxid- für höhere Oxidationsgrade; Anhydrid- für saure Oxide.
Derzeit ist die Umstellung auf die moderne Nomenklatur nahezu abgeschlossen. Entsprechend International Nomenklatur, im Titel Oxid, die Wertigkeit des Elements sollte angegeben werden; beispielsweise SO 2 - Schwefel(IV)-oxid, SO 3 - Schwefel(VI)-oxid, CrO - Chrom(II)-oxid, Cr 2 O 3 - Chrom(III)-oxid, CrO 3 - Chrom(VI)-oxid.
Oxide werden nach ihren chemischen Eigenschaften eingeteilt salzbildend und nicht salzbildend.
Arten von Oxiden Nicht salzbildend solche Oxide werden genannt, die weder mit Laugen noch mit Säuren interagieren und keine Salze bilden. Es gibt nur wenige davon, die Zusammensetzung enthält Nichtmetalle.
Salzbildend Als Oxide werden solche bezeichnet, die mit Säuren oder Basen reagieren und Salz und Wasser bilden.
Unter salzbildend Oxide unterscheiden zwischen Oxiden basisch, sauer, amphoter.
Basische Oxide sind Oxide, die Basen entsprechen. Zum Beispiel: CuO entspricht der Base Cu (OH) 2, Na 2 O - der Base von NaOH, Cu 2 O - CuOH usw.
Oxide im Periodensystem Typische Reaktionen basischer Oxide
1. Basisches Oxid + Säure \u003d Salz + Wasser (Austauschreaktion):
2. Basisches Oxid + saures Oxid = Salz (Verbindungsreaktion):
3. Basisches Oxid + Wasser = Alkali (Verbindungsreaktion):
Säureoxide sind solche Oxide, denen Säuren entsprechen. Dies sind Nichtmetalloxide: N 2 O 5 entspricht HNO 3, SO 3 - H 2 SO 4, CO 2 - H 2 CO 3, P 2 O 5 - H 4 PO 4 sowie Metalloxide mit hohem Wert der Oxidationsstufen: Cr 2 + 6 O 3 entspricht H 2 CrO 4 , Mn 2 + 7 O 7 - HMnO 4 .
Typische Reaktionen von Säureoxiden
1. Säureoxid + Base \u003d Salz + Wasser (Austauschreaktion):
2. Saures Oxid + basisches Oxidsalz (Verbindungsreaktion):
3. Säureoxid + Wasser = Säure (Verbindungsreaktion):
Eine solche Reaktion ist möglich nur wenn das Säureoxid wasserlöslich ist.
amphoter sogenannte Oxide, die je nach Bedingungen basische oder saure Eigenschaften aufweisen. Dies sind ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, V 2 O 5.
Amphotere Oxide verbinden sich nicht direkt mit Wasser.
Typische Reaktionen amphoterer Oxide
1. Amphoteres Oxid + Säure \u003d Salz + Wasser (Austauschreaktion):
2. Amphoteres Oxid + Base \u003d Salz + Wasser oder Komplexverbindung:
basische Oxide. Zu hauptsächlich verweisen typische Metalloxide, sie entsprechen Hydroxiden mit den Eigenschaften von Basen.
Gewinnung von basischen Oxiden
Oxidation von Metallen beim Erhitzen in einer Sauerstoffatmosphäre.
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
2Cu + O 2 \u003d 2CuO
Das Verfahren ist für die Herstellung von Alkalimetalloxiden nicht anwendbar. Alkalimetalle geben bei der Reaktion mit Sauerstoff üblicherweise Peroxide, so dass Na 2 O-, K 2 O-Oxide schwer zugänglich sind.
Sulfidröstung
2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2
4FeS 2 + 110 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Das Verfahren ist nicht auf aktive Metallsulfide anwendbar, die zu Sulfaten oxidieren.
Zersetzung von Hydroxiden
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O
Dasdas Verfahren kann nicht verwendet werden, um Oxide von Alkalimetallen zu erhalten.
Zersetzung von Salzen sauerstoffhaltiger Säuren.
VaCO 3 \u003d BaO + CO 2
2Pb (NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4N0 2 + O 2
4FeSO 4 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2
Nitrate und Carbonate, einschließlich basischer Salze, lassen sich leicht zersetzen.
2 CO 3 \u003d 2ZnO + CO 2 + H 2 O
Säureoxide erhalten
Saure Oxide werden durch Oxide von Nichtmetallen oder Übergangsmetallen in hohen Oxidationsstufen dargestellt. Sie können auf ähnliche Weise wie basische Oxide gewonnen werden, z. B.:
- 4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5
- 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
- K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O
- Na 2 SiO 3 + 2 HCl \u003d 2 NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O
Oxide, ihre Klassifizierung und Eigenschaften sind die Grundlage einer so wichtigen Wissenschaft wie der Chemie. Sie beginnen ihr Studium im ersten Studienjahr Chemie. In so exakten Wissenschaften wie Mathematik, Physik und Chemie ist das gesamte Material miteinander verbunden, weshalb die Nichtaneignung des Materials ein Missverständnis neuer Themen nach sich zieht. Daher ist es sehr wichtig, das Thema Oxide zu verstehen und vollständig darin zu navigieren. Wir werden versuchen, heute ausführlicher darüber zu sprechen.
Was sind Oxide?
Oxide, ihre Einteilung und Eigenschaften – das gilt es vor allem zu verstehen. Was sind Oxide? Erinnern Sie sich daran aus dem Schulunterricht?
Oxide (oder Oxide) sind binäre Verbindungen, die Atome eines elektronegativen Elements (weniger elektronegativ als Sauerstoff) und Sauerstoff mit einer Oxidationsstufe von -2 enthalten.
Oxide sind unglaublich häufige Substanzen auf unserem Planeten. Beispiele für eine Oxidverbindung sind Wasser, Rost, einige Farbstoffe, Sand und sogar Kohlendioxid.
Oxidbildung
Oxide können auf verschiedenen Wegen erhalten werden. Die Bildung von Oxiden wird auch von einer Wissenschaft wie der Chemie untersucht. Oxide, ihre Klassifizierung und Eigenschaften – das müssen Wissenschaftler wissen, um zu verstehen, wie dieses oder jenes Oxid entstanden ist. Sie können beispielsweise durch direkte Verbindung eines Sauerstoffatoms (oder -atomen) mit einem chemischen Element erhalten werden - dies ist die Wechselwirkung chemischer Elemente. Es gibt aber auch eine indirekte Oxidbildung, nämlich wenn Oxide durch die Zersetzung von Säuren, Salzen oder Basen entstehen.
Klassifizierung von Oxiden
Oxide und ihre Klassifizierung hängen davon ab, wie sie entstanden sind. Oxide werden gemäß ihrer Klassifizierung in nur zwei Gruppen eingeteilt, von denen die erste salzbildend und die zweite nicht salzbildend ist. Schauen wir uns also beide Gruppen genauer an.
Salzbildende Oxide sind eine ziemlich große Gruppe, die in amphotere, saure und basische Oxide unterteilt wird. Als Ergebnis einer chemischen Reaktion bilden salzbildende Oxide Salze. Die Zusammensetzung salzbildender Oxide umfasst in der Regel Elemente von Metallen und Nichtmetallen, die durch chemische Reaktion mit Wasser Säuren bilden, bei Wechselwirkung mit Basen jedoch die entsprechenden Säuren und Salze bilden.
Nicht salzbildende Oxide sind Oxide, die als Ergebnis einer chemischen Reaktion keine Salze bilden. Beispiele für solche Oxide sind Kohlenstoff.
Amphotere Oxide
Oxide, ihre Klassifizierung und Eigenschaften sind sehr wichtige Konzepte in der Chemie. Salzbildende Verbindungen schließen amphotere Oxide ein.
Amphotere Oxide sind Oxide, die je nach den Bedingungen chemischer Reaktionen basische oder saure Eigenschaften aufweisen können (Amphoterizität zeigen). Solche Oxide werden gebildet (Kupfer, Silber, Gold, Eisen, Ruthenium, Wolfram, Rutherfordium, Titan, Yttrium und viele andere). Amphotere Oxide reagieren mit starken Säuren und bilden als Ergebnis einer chemischen Reaktion Salze dieser Säuren.
Säureoxide
Oder Anhydride sind solche Oxide, die bei chemischen Reaktionen sauerstoffhaltige Säuren aufweisen und auch bilden. Anhydride werden immer von typischen Nichtmetallen sowie einigen chemischen Übergangselementen gebildet.
Oxide, ihre Klassifizierung und chemischen Eigenschaften sind wichtige Konzepte. Beispielsweise haben saure Oxide völlig andere chemische Eigenschaften als amphotere. Wenn beispielsweise ein Anhydrid mit Wasser interagiert, wird die entsprechende Säure gebildet (die Ausnahme ist SiO2 - Anhydride interagieren mit Alkalien, und als Ergebnis solcher Reaktionen werden Wasser und Soda freigesetzt. Bei der Wechselwirkung mit wird ein Salz gebildet.
Basische Oxide
Basische (vom Wort "Basis") Oxide sind Oxide der chemischen Elemente von Metallen mit Oxidationsstufen von +1 oder +2. Dazu gehören Alkali-, Erdalkalimetalle sowie das chemische Element Magnesium. Basische Oxide unterscheiden sich von anderen dadurch, dass sie mit Säuren reagieren können.
Basische Oxide interagieren im Gegensatz zu sauren Oxiden mit Säuren sowie mit Laugen, Wasser und anderen Oxiden. Als Ergebnis dieser Reaktionen werden in der Regel Salze gebildet.
Eigenschaften von Oxiden
Wenn Sie die Reaktionen verschiedener Oxide sorgfältig untersuchen, können Sie unabhängig voneinander Rückschlüsse darauf ziehen, mit welchen chemischen Eigenschaften die Oxide ausgestattet sind. Die gemeinsame chemische Eigenschaft aller Oxide ist der Redoxprozess.
Dennoch sind alle Oxide voneinander verschieden. Die Klassifizierung und Eigenschaften von Oxiden sind zwei verwandte Themen.
Nicht salzbildende Oxide und ihre chemischen Eigenschaften
Nicht salzbildende Oxide sind eine Gruppe von Oxiden, die weder saure noch basische noch amphotere Eigenschaften aufweisen. Durch chemische Reaktionen mit nicht salzbildenden Oxiden entstehen keine Salze. Früher wurden solche Oxide nicht als nicht salzbildend bezeichnet, sondern als gleichgültig und gleichgültig, aber solche Namen entsprechen nicht den Eigenschaften von nicht salzbildenden Oxiden. Entsprechend ihrer Eigenschaften sind diese Oxide durchaus zu chemischen Reaktionen befähigt. Aber es gibt nur sehr wenige nicht salzbildende Oxide, sie werden von einwertigen und zweiwertigen Nichtmetallen gebildet.
Salzbildende Oxide können durch chemische Reaktion aus nicht salzbildenden Oxiden gewonnen werden.
Nomenklatur
Fast alle Oxide werden normalerweise so bezeichnet: das Wort "Oxid", gefolgt vom Namen des chemischen Elements im Genitiv. Beispielsweise ist Al2O3 Aluminiumoxid. In der chemischen Sprache wird dieses Oxid so gelesen: Aluminium 2 oder 3. Einige chemische Elemente, wie beispielsweise Kupfer, können mehrere Oxidationsgrade haben, die Oxide werden auch unterschiedlich sein. Dann ist CuO-Oxid Kupfer (zwei) Oxid, das heißt mit einem Oxidationsgrad von 2, und Cu2O-Oxid ist Kupfer (drei) Oxid, das einen Oxidationsgrad von 3 hat.
Es gibt jedoch andere Namen von Oxiden, die sich durch die Anzahl der Sauerstoffatome in der Verbindung unterscheiden. Ein Monoxid oder Monoxid ist ein Oxid, das nur ein Sauerstoffatom enthält. Dioxide sind jene Oxide, die zwei Sauerstoffatome enthalten, wie durch das Präfix „di“ angezeigt. Trioxide sind solche Oxide, die bereits drei Sauerstoffatome enthalten. Namen wie Monoxid, Dioxid und Trioxid sind bereits veraltet, finden sich aber häufig in Lehrbüchern, Büchern und anderen Handbüchern.
Es gibt auch sogenannte Trivialnamen von Oxiden, also solche, die historisch gewachsen sind. Zum Beispiel ist CO das Oxid oder Monoxid von Kohlenstoff, aber selbst Chemiker bezeichnen diese Substanz am häufigsten als Kohlenmonoxid.
Ein Oxid ist also eine Verbindung von Sauerstoff mit einem chemischen Element. Die Hauptwissenschaft, die ihre Bildung und Wechselwirkungen untersucht, ist die Chemie. Oxide, ihre Klassifizierung und Eigenschaften sind mehrere wichtige Themen in der Wissenschaft der Chemie, ohne deren Verständnis es unmöglich ist, alles andere zu verstehen. Oxide sind Gase, Mineralien und Pulver. Einige Oxide sollten nicht nur Wissenschaftlern, sondern auch normalen Menschen im Detail bekannt sein, denn sie können sogar gefährlich für das Leben auf dieser Erde sein. Oxide sind ein sehr interessantes und ziemlich einfaches Thema. Oxidverbindungen sind im Alltag weit verbreitet.
Die moderne chemische Wissenschaft ist eine Vielzahl von Zweigen, und jeder von ihnen ist neben der theoretischen Grundlage von großer angewandter und praktischer Bedeutung. Was auch immer Sie anfassen, alles drum herum sind Produkte der chemischen Produktion. Die Hauptsektionen sind Anorganische und Organische Chemie. Überlegen Sie, welche Hauptklassen von Stoffen als anorganisch eingestuft werden und welche Eigenschaften sie haben.
Hauptkategorien anorganischer Verbindungen
Dazu gehören die folgenden:
- Oxide.
- Salz.
- Stiftungen.
- Säuren.
Jede der Klassen wird durch eine Vielzahl anorganischer Verbindungen repräsentiert und ist in fast jeder Struktur menschlicher wirtschaftlicher und industrieller Aktivitäten wichtig. Alle Haupteigenschaften dieser Verbindungen, die in der Natur vorkommen und erhalten werden, werden unbedingt im Schulchemiekurs in den Klassen 8-11 studiert.
Es gibt eine allgemeine Tabelle von Oxiden, Salzen, Basen, Säuren, die Beispiele für jede der in der Natur vorkommenden Substanzen und ihren Aggregatzustand darstellt. Es zeigt auch Wechselwirkungen, die chemische Eigenschaften beschreiben. Wir werden jedoch jede der Klassen separat und detaillierter betrachten.
Gruppe von Verbindungen - Oxide
4. Reaktionen, bei denen Elemente CO verändern
Me + n O + C = Me 0 + CO
1. Reagenzwasser: Säurebildung (Ausnahme SiO 2 )
KO + Wasser = Säure
2. Reaktionen mit Basen:
CO 2 + 2 CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O
3. Reaktionen mit basischen Oxiden: Salzbildung
P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2
4. OVR-Reaktionen:
CO 2 + 2 Ca \u003d C + 2 CaO,
Sie zeigen duale Eigenschaften, interagieren nach dem Prinzip der Säure-Base-Methode (mit Säuren, Laugen, basischen Oxiden, sauren Oxiden). Sie interagieren nicht mit Wasser.
1. Mit Säuren: Bildung von Salzen und Wasser
AO + Säure \u003d Salz + H 2 O
2. Mit Basen (Laugen): Bildung von Hydroxokomplexen
Al 2 O 3 + LiOH + Wasser \u003d Li
3. Reaktionen mit Säureoxiden: Herstellung von Salzen
FeO + SO 2 \u003d FeSO 3
4. Reaktionen mit RO: Salzbildung, Schmelzen
MnO + Rb 2 O = Doppelsalz Rb 2 MnO 2
5. Schmelzreaktionen mit Alkalien und Alkalimetallcarbonaten: Bildung von Salzen
Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O
Jedes höhere Oxid, das sowohl von einem Metall als auch von einem Nichtmetall gebildet wird, ergibt, wenn es in Wasser gelöst wird, eine starke Säure oder ein starkes Alkali.
Säuren organisch und anorganisch
Klassischerweise (basierend auf den Positionen der ED - elektrolytische Dissoziation) sind Säuren Verbindungen, die in einem wässrigen Medium in H + -Kationen und An - Säurerest-Anionen dissoziieren. Heutzutage wurden Säuren jedoch sorgfältig unter wasserfreien Bedingungen untersucht, daher gibt es viele verschiedene Theorien für Hydroxide.
Summenformeln von Oxiden, Basen, Säuren, Salzen bestehen nur aus Symbolen, Elementen und Indizes, die ihre Menge in einer Substanz angeben. Beispielsweise werden anorganische Säuren durch die Formel H + Säurerest n- ausgedrückt. Organische Substanzen haben eine andere theoretische Abbildung. Neben der empirischen ist es möglich, eine vollständige und abgekürzte Strukturformel für sie aufzuschreiben, die nicht nur die Zusammensetzung und Menge des Moleküls widerspiegelt, sondern auch die Anordnung der Atome, ihre Beziehung zueinander und die wichtigsten funktionelle Gruppe für Carbonsäuren -COOH.
Im Anorganischen werden alle Säuren in zwei Gruppen eingeteilt:
- anoxisch - HBr, HCN, HCL und andere;
- sauerstoffhaltig (Oxosäuren) - HClO 3 und alles wo Sauerstoff ist.
Anorganische Säuren werden auch nach Stabilität klassifiziert (stabil oder stabil – alles außer Kohlensäure und Schwefel, instabil oder instabil – Kohlensäure und Schwefel). Säuren können stark sein: Schwefelsäure, Salzsäure, Salpetersäure, Perchlorsäure und andere sowie schwach: Schwefelwasserstoff, Hypochlorsäure und andere.
Eine solche Vielfalt bietet die Organische Chemie gar nicht. Säuren organischer Natur sind Carbonsäuren. Ihr gemeinsames Merkmal ist das Vorhandensein einer funktionellen Gruppe -COOH. Zum Beispiel HCOOH (Antik), CH 3 COOH (Essig), C 17 H 35 COOH (Stearin) und andere.
Es gibt eine Reihe von Säuren, die besonders hervorgehoben werden, wenn dieses Thema in einem Schulchemiekurs behandelt wird.
- Salz.
- Stickstoff.
- Orthophosphor.
- Bromwasserstoff.
- Kohle.
- Jod.
- Schwefelhaltig.
- Essigsäure oder Ethan.
- Butan oder Öl.
- Benzoesäure.
Diese 10 Säuren in der Chemie sind die Grundstoffe der entsprechenden Klasse sowohl im Schulunterricht als auch allgemein in Industrie und Synthese.
Eigenschaften anorganischer Säuren
Die wesentlichen physikalischen Eigenschaften sind in erster Linie auf einen anderen Aggregatzustand zurückzuführen. Schließlich gibt es eine Reihe von Säuren, die unter normalen Bedingungen die Form von Kristallen oder Pulvern (Borsäure, Orthophosphorsäure) haben. Die überwiegende Mehrheit der bekannten anorganischen Säuren sind verschiedene Flüssigkeiten. Siede- und Schmelzpunkte variieren ebenfalls.
Säuren können schwere Verbrennungen verursachen, da sie organisches Gewebe und Haut zerstören können. Indikatoren dienen zum Nachweis von Säuren:
- Methylorange (in normaler Umgebung - orange, in Säuren - rot),
- Lackmus (in neutral - violett, in Säuren - rot) oder einige andere.
Zu den wichtigsten chemischen Eigenschaften gehört die Fähigkeit, sowohl mit einfachen als auch mit komplexen Substanzen zu interagieren.
| Womit interagieren sie? | Reaktionsbeispiel |
1. Mit einfachen Stoffen – Metallen. Voraussetzung: das Metall muss im ECHRNM vor Wasserstoff stehen, da die nach Wasserstoff stehenden Metalle es nicht aus der Säurezusammensetzung verdrängen können. Als Ergebnis der Reaktion wird Wasserstoff immer in Form eines Gases und eines Salzes gebildet. | |
2. Mit Basen. Das Ergebnis der Reaktion ist Salz und Wasser. Solche Reaktionen starker Säuren mit Alkalien nennt man Neutralisationsreaktionen. | Jede Säure (stark) + lösliche Base = Salz und Wasser |
| 3. Mit amphoteren Hydroxiden. Fazit: Salz und Wasser. | 2HNO 2 + Berylliumhydroxid \u003d Be (NO 2) 2 (mittleres Salz) + 2H 2 O |
| 4. Mit basischen Oxiden. Ergebnis: Wasser, Salz. | 2HCL + FeO = Eisen(II)chlorid + H 2 O |
| 5. Mit amphoteren Oxiden. Endeffekt: Salz und Wasser. | 2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O |
6. Mit Salzen, die von schwächeren Säuren gebildet werden. Endeffekt: Salz und schwache Säure. | 2HBr + MgCO 3 = Magnesiumbromid + H 2 O + CO 2 |
Bei der Wechselwirkung mit Metallen reagieren nicht alle Säuren gleich. Chemie (Klasse 9) in der Schule beinhaltet eine sehr flache Untersuchung solcher Reaktionen, aber selbst auf diesem Niveau werden die spezifischen Eigenschaften von konzentrierter Salpeter- und Schwefelsäure bei der Wechselwirkung mit Metallen berücksichtigt.
Hydroxide: Laugen, amphotere und unlösliche Basen
Oxide, Salze, Basen, Säuren – all diese Stoffklassen haben eine gemeinsame chemische Natur, die sich aus der Struktur des Kristallgitters sowie der gegenseitigen Beeinflussung von Atomen in der Zusammensetzung von Molekülen erklärt. Wenn jedoch für Oxide eine sehr genaue Definition möglich war, ist dies für Säuren und Basen schwieriger.
Ebenso wie Säuren sind Basen nach der ED-Theorie Substanzen, die in wässriger Lösung in Metallkationen Me n + und Anionen von Hydroxogruppen OH – zerfallen können.
- Löslich oder Alkali (starke Basen, die sich ändern. Gebildet durch Metalle der Gruppen I, II. Beispiel: KOH, NaOH, LiOH (dh Elemente nur der Hauptuntergruppen werden berücksichtigt);
- Leicht löslich oder unlöslich (mittlere Stärke, ändern Sie nicht die Farbe der Indikatoren). Beispiel: Magnesiumhydroxid, Eisen (II), (III) und andere.
- Molekular (schwache Basen, in wässrigem Medium dissoziieren sie reversibel in Ionen-Moleküle). Beispiel: N 2 H 4, Amine, Ammoniak.
- Amphotere Hydroxide (zeigen duale basisch-saure Eigenschaften). Beispiel: Beryllium, Zink und so weiter.
Jede vertretene Gruppe wird im Schulchemiekurs im Bereich „Grundlagen“ studiert. Chemie Klasse 8-9 beinhaltet eine detaillierte Untersuchung von Alkalien und schwerlöslichen Verbindungen.
Die wichtigsten charakteristischen Eigenschaften der Basen
Alle Alkalien und schwerlöslichen Verbindungen kommen in der Natur in festem kristallinem Zustand vor. Gleichzeitig sind ihre Schmelzpunkte in der Regel niedrig und schwerlösliche Hydroxide zersetzen sich beim Erhitzen. Die Grundfarbe ist anders. Sind die Alkalien weiß, so können die Kristalle schwerlöslicher und molekularer Basen sehr unterschiedliche Farben haben. Die Löslichkeit der meisten Verbindungen dieser Klasse kann der Tabelle entnommen werden, die die Formeln von Oxiden, Basen, Säuren, Salzen, deren Löslichkeit zeigt.
Alkalien können die Farbe der Indikatoren wie folgt ändern: Phenolphthalein - Himbeere, Methylorange - Gelb. Dies wird durch die freie Anwesenheit von Hydroxogruppen in Lösung gewährleistet. Deshalb geben schwerlösliche Basen keine solche Reaktion.
Die chemischen Eigenschaften jeder Basengruppe sind unterschiedlich.
| Chemische Eigenschaften | ||
| Laugen | schwerlösliche Basen | Amphotere Hydroxide |
I. Interaktion mit KO (gesamt - Salz und Wasser): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + Wasser II. Wechselwirkung mit Säuren (Salz und Wasser): konventionelle Neutralisationsreaktionen (siehe Säuren) III. Interagiert mit AO, um einen Hydroxokomplex aus Salz und Wasser zu bilden: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O oder Na 2 IV. Interagieren mit amphoteren Hydroxiden unter Bildung von Hydroxo-Komplexsalzen: Dasselbe wie bei AO, nur ohne Wasser V. Wechselwirkung mit löslichen Salzen unter Bildung unlöslicher Hydroxide und Salze: 3CsOH + Eisen(III)chlorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Interagieren mit Zink und Aluminium in einer wässrigen Lösung unter Bildung von Salzen und Wasserstoff: 2RbOH + 2Al + Wasser = Komplex mit Hydroxidion 2Rb + 3H 2 | I. Beim Erhitzen können sie sich zersetzen: unlösliches Hydroxid = Oxid + Wasser II. Reaktionen mit Säuren (gesamt: Salz und Wasser): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + Wasser III. Interagiere mit KO: Me + n (OH) n + KO \u003d Salz + H 2 O | I. Reagieren mit Säuren zu Salz und Wasser: (II) + 2HBr = CuBr 2 + Wasser II. Reaktion mit Alkalien: Ergebnis - Salz und Wasser (Bedingung: Fusion) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d Salz + 2H 2 O III. Sie reagieren mit starken Hydroxiden: Das Ergebnis sind Salze, wenn die Reaktion in einer wässrigen Lösung stattfindet: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3 |
Dies sind die meisten chemischen Eigenschaften, die Basen aufweisen. Die Chemie der Basen ist recht einfach und gehorcht den allgemeinen Gesetzen aller anorganischen Verbindungen.
Klasse der anorganischen Salze. Klassifizierung, physikalische Eigenschaften
Gemäß den Bestimmungen der ED können Salze als anorganische Verbindungen bezeichnet werden, die in wässriger Lösung in Metallkationen Me + n und Anionen von Säureresten An n- dissoziieren. So können Sie sich Salz vorstellen. Die Chemie gibt mehr als eine Definition, aber diese ist die genaueste.
Gleichzeitig werden alle Salze nach ihrer chemischen Natur unterteilt in:
- Sauer (enthält ein Wasserstoffkation). Beispiel: NaHSO4.
- Basisch (mit einer Hydroxo-Gruppe). Beispiel: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
- Medium (besteht nur aus einem Metallkation und einem Säurerest). Beispiel: NaCl, CaSO 4.
- Doppelt (umfasst zwei verschiedene Metallkationen). Beispiel: NaAl(SO 4) 3.
- Komplex (Hydroxokomplexe, Aquakomplexe und andere). Beispiel: K2 .
Die Formeln von Salzen spiegeln ihre chemische Natur wider und sprechen auch von der qualitativen und quantitativen Zusammensetzung des Moleküls.
Oxide, Salze, Basen, Säuren haben unterschiedliche Löslichkeiten, die aus der entsprechenden Tabelle ersichtlich sind.
Wenn wir über den Aggregatzustand von Salzen sprechen, müssen Sie deren Einheitlichkeit beachten. Sie existieren nur in festem, kristallinem oder pulverförmigem Zustand. Die Farbgebung ist sehr abwechslungsreich. Lösungen komplexer Salze haben in der Regel helle gesättigte Farben.
Chemische Wechselwirkungen für die Klasse der mittleren Salze
Sie haben ähnliche chemische Eigenschaften von Basen, Säuren, Salzen. Oxide unterscheiden sich, wie wir bereits betrachtet haben, in diesem Faktor etwas von ihnen.
Insgesamt lassen sich für mittlere Salze 4 Haupttypen von Wechselwirkungen unterscheiden.
I. Wechselwirkung mit Säuren (nur stark in Bezug auf ED) unter Bildung eines weiteren Salzes und einer schwachen Säure:
KCNS + HCl = KCL + HCNS
II. Reaktionen mit löslichen Hydroxiden unter Bildung von Salzen und unlöslichen Basen:
CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 lösliches Salz + Cu(OH) 2 unlösliche Base
III. Wechselwirkung mit einem anderen löslichen Salz zur Bildung eines unlöslichen und eines löslichen Salzes:
PbCl 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCl
IV. Reaktionen mit Metallen links von denen, die im EHRNM das Salz bilden. In diesem Fall sollte das in die Reaktion eintretende Metall unter normalen Bedingungen nicht mit Wasser wechselwirken:
Mg + 2AgCl = MgCl 2 + 2Ag
Dies sind die Haupttypen von Wechselwirkungen, die für mittlere Salze charakteristisch sind. Die Formeln komplexer, basischer, doppelter und saurer Salze sprechen für sich selbst über die Spezifität der manifestierten chemischen Eigenschaften.
Die Formeln von Oxiden, Basen, Säuren und Salzen spiegeln die chemische Essenz aller Vertreter dieser Klassen anorganischer Verbindungen wider und geben darüber hinaus eine Vorstellung vom Namen des Stoffes und seinen physikalischen Eigenschaften. Daher sollte ihrer Schreibweise besondere Aufmerksamkeit geschenkt werden. Eine riesige Vielfalt an Verbindungen bietet uns eine allgemein erstaunliche Wissenschaft - die Chemie. Oxide, Basen, Säuren, Salze – das ist nur ein Teil der großen Vielfalt.
