DEFINITION
Oxide- eine Klasse anorganischer Verbindungen, sind Verbindungen eines chemischen Elements mit Sauerstoff, in denen Sauerstoff eine Oxidationsstufe von "-2" aufweist.
Eine Ausnahme bildet Sauerstoffdifluorid (OF 2), da die Elektronegativität von Fluor höher ist als die von Sauerstoff und Fluor immer eine Oxidationsstufe von "-1" aufweist.
Oxide werden je nach ihren chemischen Eigenschaften in zwei Klassen eingeteilt - salzbildende und nicht salzbildende Oxide. Salzbildende Oxide haben eine interne Klassifizierung. Darunter werden saure, basische und amphotere Oxide unterschieden.
Chemische Eigenschaften nicht salzbildender Oxide
Nicht salzbildende Oxide zeigen weder saure noch basische noch amphotere Eigenschaften und bilden keine Salze. Nicht salzbildende Oxide umfassen Stickoxide (I) und (II) (N 2 O, NO), Kohlenmonoxid (II) (CO), Siliziumoxid (II) SiO usw.
Trotz der Tatsache, dass nicht salzbildende Oxide keine Salze bilden können, entsteht bei der Wechselwirkung von Kohlenmonoxid (II) mit Natriumhydroxid ein organisches Salz - Natriumformiat (Ameisensäuresalz):
CO + NaOH = HCOONa.
Wenn nicht salzbildende Oxide mit Sauerstoff interagieren, werden höhere Oxide von Elementen erhalten:
2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2;
2NO + O 2 \u003d 2NO 2.
Chemische Eigenschaften salzbildender Oxide
Unter den salzbildenden Oxiden werden basische, saure und amphotere Oxide unterschieden, von denen die ersten bei Wechselwirkung mit Wasser Basen (Hydroxide) bilden, die zweiten Säuren bilden und die dritten die Eigenschaften sowohl von sauren als auch von basischen Oxiden aufweisen.
Basische Oxide reagieren mit Wasser zu Basen:
CaO + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2;
Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH.
Wenn basische Oxide mit sauren oder amphoteren Oxiden interagieren, werden Salze erhalten:
CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3;
CaO + Mn 2 O 7 \u003d Ca (MnO 4) 2;
CaO + Al 2 O 3 \u003d Ca (AlO 2) 2.
Basische Oxide reagieren mit Säuren zu Salzen und Wasser:
CaO + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + H 2 O;
CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O.
Wenn die von Metallen in der Aktivitätsreihe nach Aluminium gebildeten basischen Oxide mit Wasserstoff wechselwirken, werden die im Oxid enthaltenen Metalle reduziert:
CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O.
Säureoxide reagieren mit Wasser zu Säuren:
P 2 O 5 + H 2 O = HPO 3 (Metaphosphorsäure);
HPO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 (Orthophosphorsäure);
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.
Einige saure Oxide, wie etwa Silizium(IV)-oxid (SiO 2 ), reagieren nicht mit Wasser, daher werden die diesen Oxiden entsprechenden Säuren indirekt erhalten.
Wenn saure Oxide mit basischen oder amphoteren Oxiden reagieren, werden Salze erhalten:
P 2 O 5 + 3CaO \u003d Ca 3 (PO 4) 2;
CO 2 + CaO \u003d CaCO 3;
P 2 O 5 + Al 2 O 3 \u003d 2AlPO 4.
Säureoxide reagieren mit Basen zu Salzen und Wasser:
P 2 O 5 + 6NaOH \u003d 3Na 3 PO 4 + 3H 2 O;
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.
Amphotere Oxide interagieren mit sauren und basischen Oxiden (siehe oben), sowie mit Säuren und Basen:
Al203 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H20;
Al 2 O 3 + NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na;
ZnO + 2 HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 O;
ZnO + 2KOH + H 2 O \u003d K 2 4
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2.
Physikalische Eigenschaften von Oxiden
Die meisten Oxide sind bei Raumtemperatur Feststoffe (CuO ist ein schwarzes Pulver, CaO ist ein weißer kristalliner Feststoff, Cr 2 O 3 ist ein grünes Pulver usw.). Einige Oxide sind Flüssigkeiten (Wasser – Wasserstoffoxid – farblose Flüssigkeit, Cl 2 O 7 – farblose Flüssigkeit) oder Gase (CO 2 – farbloses Gas, NO 2 – braunes Gas). Die Struktur von Oxiden ist ebenfalls unterschiedlich, meistens molekular oder ionisch.
Oxide erhalten
Fast alle Oxide können durch die Reaktion der Wechselwirkung eines bestimmten Elements mit Sauerstoff erhalten werden, zum Beispiel:
2Cu + O 2 \u003d 2CuO.
Auch die thermische Zersetzung von Salzen, Basen und Säuren führt zur Bildung von Oxiden:
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2;
2Al (OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O;
4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O.
Unter anderen Verfahren zur Herstellung von Oxiden gibt es das Rösten von binären Verbindungen, beispielsweise Sulfiden, die Oxidation höherer Oxide zu niedrigeren, die Reduktion niedrigerer Oxide zu höheren, die Wechselwirkung von Metallen mit Wasser bei hoher Temperatur usw.
Beispiele für Problemlösungen
BEISPIEL 1
| Übung | Bei der Elektrolyse von 40 Mol Wasser wurden 620 g Sauerstoff freigesetzt. Bestimmen Sie die Sauerstoffabgabe. |
| Lösung | Die Ausbeute des Reaktionsprodukts wird durch die Formel bestimmt: η = m pr / m theor × 100 %. Die praktische Sauerstoffmasse ist die in der Problembedingung angegebene Masse - 620 g. Die theoretische Masse des Reaktionsprodukts ist die nach der Reaktionsgleichung berechnete Masse. Wir schreiben die Gleichung für die Reaktion der Wasserzersetzung unter Einwirkung eines elektrischen Stroms: 2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2. Gemäß der Reaktionsgleichung n (H 2 O): n (O 2) \u003d 2: 1, also n (O 2) \u003d 1 / 2 × n (H 2 O) \u003d 20 mol. Dann ist die theoretische Sauerstoffmasse gleich: |
1 Gruppe- nicht salzbildend - N 2 O, NO, CO, SiO.
2 Gruppe- salzbildend:
- Hauptsächlich sind Oxide, die Basen entsprechen. Ö Metalloxide, dessen Oxidationszustand +1, +2 ist: Na 2 O, CaO, CuO, FeO, CrO. Reagieren mit überschüssiger Säure, um Salz und Wasser zu bilden. Basen entsprechen basischen Oxiden: 1) Alkalimetalle; 2) Erdalkalimetalle; 3) etwas - CrO, MnO, FeO.Typische Reaktionen basischer Oxide:
- Basisches Oxid + Säure → Salz + Wasser (Austauschreaktion).
- Basisches Oxid + saures Oxid → Salz (Verbindungsreaktion)
- Basisches Oxid + Wasser → Alkali (Verbindungsreaktion).
- Sauer -
sind Oxide, die Säuren entsprechen.
Oxide von Nichtmetallen.Metalloxide, deren Oxidationsstufe > +5: SO 2, SO 3, P 2 O 5, CrO 3, Mn 2 O 7. Reagieren mit überschüssigem Alkali, um Salz und Wasser zu bilden. Typische Reaktionen saurer Oxide:
- Säureoxid + Base → Salz + Wasser (Austauschreaktion).
- Saures Oxid + basisches Oxid → Salz (Verbindungsreaktion).
- Säureoxid + Wasser → Säure (Verbindungsreaktion)
- Amphoter- Dies sind Oxide, die je nach Bedingungen basische oder saure Eigenschaften aufweisen. Ö Metalloxide, dessen Oxidationsstufe +2, +3, +4 ist: BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, MnO 2. Sie interagieren sowohl mit Säuren als auch mit Basen. Reagieren mit basischen und sauren Oxiden. Amphotere Oxide verbinden sich nicht direkt mit Wasser. Typische Reaktionen amphoterer Oxide:
- Amphoteres Oxid + Säure → Salz + Wasser (Austauschreaktion).
- Amphoteres Oxid + Base → Salz + Wasser oder eine komplexe Verbindung.
Kohlenmonoxid 2 und 4
Kohlenmonoxid (II) chemisch ist es eine inerte Substanz. Es reagiert nicht mit Wasser, aber wenn es mit geschmolzenen Alkalien erhitzt wird, bildet es Salze der Ameisensäure: CO + NaOH = HCOONa.
Wechselwirkung mit Sauerstoff
Wenn es in Sauerstoff erhitzt wird, brennt es mit einer schönen blauen Flamme: 2CO + O 2 = 2CO 2.
Wechselwirkung mit Wasserstoff: CO + H 2 \u003d C + H 2 O.
Wechselwirkungen mit anderen Nichtmetallen. Bei Bestrahlung und in Anwesenheit eines Katalysators interagiert es mit Halogenen: CO + Cl 2 = COCl 2 (Phosgen). und Schwefel CO + S = COS (Carbonylsulfid).
Wiederherstellende Eigenschaften
CO ist ein energetisches Reduktionsmittel. Stellt viele Metalle aus ihren Oxiden wieder her:
C +2 O + CuO \u003d Cu + C +4 O 2.
Wechselwirkung mit Übergangsmetallen
Bildet Carbonyle mit Übergangsmetallen:
- Ni + 4 CO \u003d Ni (CO) 4;
- Fe + 5 CO \u003d Fe (CO) 5.
Kohlenmonoxid (IV)(Kohlendioxid, Kohlendioxid, Kohlendioxid, Kohlensäureanhydrid) - CO 2 , farbloses Gas (unter Normalbedingungen), geruchlos, mit leicht säuerlichem Geschmack. Kohlenmonoxid (IV) ist chemisch inert.
Oxidierende Eigenschaften
Mit starken Reduktionsmitteln zeigt es bei hohen Temperaturen oxidierende Eigenschaften. Kohle wird zu Kohlenmonoxid reduziert: C + CO 2 = 2CO.
An der Luft entzündetes Magnesium brennt in einer Kohlendioxidatmosphäre weiter: 2 Mg + CO 2 = 2 MgO + C.
Säureoxideigenschaften
Ein typisches saures Oxid. Reagiert mit basischen Oxiden und Basen unter Bildung von Kohlensäuresalzen:
- Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3,
- 2NaOH + CO2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O,
- NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3.
Qualitative Antwort - Kohlendioxid zu erkennen ist die Trübung von Kalkwasser.
Heute beginnen wir unsere Bekanntschaft mit den wichtigsten Klassen anorganischer Verbindungen. Anorganische Substanzen werden, wie Sie bereits wissen, nach ihrer Zusammensetzung in einfache und komplexe unterteilt.
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OXID |
SÄURE |
BASE |
SALZ |
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E x O y |
HnEIN A - Säurerest |
Ich (OH)b OH - Hydroxylgruppe |
Me n A b |
Komplexe anorganische Substanzen werden in vier Klassen eingeteilt: Oxide, Säuren, Basen, Salze. Wir beginnen mit der Oxidklasse.
OXIDE
Oxide
- Dies sind komplexe Substanzen, die aus zwei chemischen Elementen bestehen, von denen eines Sauerstoff mit einer Wertigkeit von 2 ist. Nur ein chemisches Element - Fluor, das sich mit Sauerstoff verbindet, bildet kein Oxid, sondern Sauerstofffluorid OF 2.
Sie heißen einfach - "Oxid + Elementname" (siehe Tabelle). Wenn die Wertigkeit eines chemischen Elements variabel ist, wird dies durch eine römische Zahl angegeben, die in Klammern hinter dem Namen des chemischen Elements steht.
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Formel |
Name |
Formel |
Name |
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Kohlenmonoxid (II) |
Fe2O3 |
Eisen(III)oxid |
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Stickoxid (II) |
CrO3 |
Chrom(VI)-oxid |
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Al2O3 |
Aluminium Oxid |
Zinkoxid |
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N 2 O 5 |
Stickoxid (V) |
Mn2O7 |
Mangan(VII)oxid |
Klassifizierung von Oxiden
Alle Oxide lassen sich in zwei Gruppen einteilen: salzbildend (basisch, sauer, amphoter) und nicht salzbildend oder indifferent.
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Metalloxide Ich x O y |
Nichtmetalloxide neMe x O y |
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Hauptsächlich |
Sauer |
Amphoter |
Sauer |
Gleichgültig |
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Ich, II Mir |
V-VII Mir |
ZnO, BeO, Al 2 O 3, Fe203, Cr203 |
> II neMe |
Ich, II neMe CO, NO, N2O |
1). Basische Oxide sind Oxide, die Basen entsprechen. Die wichtigsten Oxide sind Oxide Metalle 1 und 2 Gruppen, sowie Metalle seitliche Untergruppen mit Valenz ich und II (außer ZnO - Zinkoxid und BeO – Berylliumoxid):
2). Säureoxide sind Oxide, denen Säuren entsprechen. Säureoxide sind Nichtmetalloxide (außer nicht salzbildend - gleichgültig) sowie Metalloxide seitliche Untergruppen mit Valenz von v Vor VII (Zum Beispiel ist CrO 3 Chrom(VI)-oxid, Mn 2 O 7 ist Mangan(VII)-oxid):
3). Amphotere Oxide sind Oxide, die Basen und Säuren entsprechen. Diese beinhalten Metalloxide Haupt- und Nebengruppen mit Valenz III , manchmal IV , sowie Zink und Beryllium (z. B. BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).
4). Nicht salzbildende Oxide sind Oxide, die gegenüber Säuren und Basen indifferent sind. Diese beinhalten Nichtmetalloxide mit Valenz ich und II (Zum Beispiel N 2 O, NO, CO).
Fazit: Die Art der Eigenschaften von Oxiden hängt in erster Linie von der Wertigkeit des Elements ab.
Zum Beispiel Chromoxide:
CrO(II- hauptsächlich);
Cr 2 O 3 (III- amphoter);
CrO 3 (VII- Säure).
Klassifizierung von Oxiden
(durch Löslichkeit in Wasser)
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Säureoxide |
Basische Oxide |
Amphotere Oxide |
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In Wasser löslich. Ausnahme - SiO 2 (nicht wasserlöslich) |
Nur Oxide von Alkali- und Erdalkalimetallen lösen sich in Wasser. (Das sind Metalle I „A“- und II „A“-Gruppen, Ausnahme Be , Mg ) |
Sie interagieren nicht mit Wasser. Unlöslich in Wasser |
Erledige die Aufgaben:
1. Schreiben Sie getrennt die chemischen Formeln der salzbildenden sauren und basischen Oxide auf.
NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.
2. Substanzen werden gegeben : CaO, NaOH, CO 2 , H 2 SO 3 , CaCl 2 , FeCl 3 , Zn(OH) 2 , N 2 O 5 , Al 2 O 3 , Ca(OH) 2 , CO 2 , N 2 O, FeO,
SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Oxide erhalten
Simulator "Wechselwirkung von Sauerstoff mit einfachen Stoffen"
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1. Verbrennung von Stoffen (Oxidation durch Sauerstoff) |
a) einfache Substanzen Trainingsgerät |
2Mg + O 2 \u003d 2MgO |
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b) komplexe Substanzen |
2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2 |
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2. Zersetzung komplexer Substanzen (Säuretabelle verwenden, siehe Anhang) |
a) Salz SALZt= BASISOXID + SÄUREOXID |
CaCO 3 \u003d CaO + CO 2 |
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b) Unlösliche Basen Ich (OH)bt= Ich x O y+ H 2 Ö |
Cu (OH) 2 t \u003d CuO + H 2 O |
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c) sauerstoffhaltige Säuren HnA=SÄUREOXID + H 2 Ö |
H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2 |
Physikalische Eigenschaften von Oxiden
Bei Raumtemperatur sind die meisten Oxide Feststoffe (CaO, Fe 2 O 3 usw.), einige sind Flüssigkeiten (H 2 O, Cl 2 O 7 usw.) und Gase (NO, SO 2 usw.).
Chemische Eigenschaften von Oxiden
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CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON BASISOXIDEN 1. Basisches Oxid + Säureoxid \u003d Salz (r. Verbindungen) CaO + SO 2 \u003d CaSO 3 2. Basisches Oxid + Säure \u003d Salz + H 2 O (r. Austausch) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Basisches Oxid + Wasser \u003d Alkali (r. Verbindungen) Na 2 O + H 2 O \u003d 2 NaOH |
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CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON SÄUREOXIDEN 1. Säureoxid + Wasser \u003d Säure (S. Verbindungen) Mit O 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3 reagiert SiO 2 - nicht 2. Säureoxid + Base \u003d Salz + H 2 O (r. Austausch) P 2 O 5 + 6 KOH \u003d 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Basisches Oxid + Säureoxid \u003d Salz (S. Verbindung) CaO + SO 2 \u003d CaSO 3 4. Weniger flüchtige Stoffe verdrängen mehr flüchtige Stoffe aus ihren Salzen CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2 |
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CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON AMPHOTERISCHEN OXIDEN Sie interagieren sowohl mit Säuren als auch mit Laugen. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O \u003d Na 2 [Zn (OH) 4] (in Lösung) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (wenn verschmolzen) |
Anwendung von Oxiden
Einige Oxide lösen sich nicht in Wasser, aber viele reagieren mit Wasser, um sich zu verbinden:
SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4
CaO + H 2 Ö = Ca( Oh) 2
Das Ergebnis sind oft sehr wünschenswerte und nützliche Verbindungen. Beispielsweise ist H 2 SO 4 Schwefelsäure, Ca (OH) 2 ist gelöschter Kalk usw.
Wenn Oxide wasserunlöslich sind, dann nutzt der Mensch auch diese Eigenschaft geschickt aus. Beispielsweise ist Zinkoxid ZnO eine weiße Substanz, daher wird es zur Herstellung von weißer Ölfarbe (Zinkweiß) verwendet. Da ZnO in Wasser praktisch unlöslich ist, kann jede Oberfläche mit Zinkweiß gestrichen werden, auch solche, die atmosphärischen Niederschlägen ausgesetzt sind. Unlöslichkeit und Ungiftigkeit machen es möglich, dieses Oxid bei der Herstellung von kosmetischen Cremes und Pudern zu verwenden. Apotheker stellen daraus ein adstringierendes und trocknendes Pulver zur äußerlichen Anwendung her.
Titanoxid (IV) - TiO 2 hat die gleichen wertvollen Eigenschaften. Es hat auch eine schöne weiße Farbe und wird zur Herstellung von Titanweiß verwendet. TiO 2 ist nicht nur in Wasser, sondern auch in Säuren unlöslich, daher sind Beschichtungen aus diesem Oxid besonders stabil. Dieses Oxid wird Kunststoff zugesetzt, um ihm eine weiße Farbe zu verleihen. Es gehört zu den Emails für Metall- und Keramikutensilien.
Chromoxid (III) - Cr 2 O 3 - sehr starke Kristalle von dunkelgrüner Farbe, unlöslich in Wasser. Cr 2 O 3 wird als Pigment (Farbe) bei der Herstellung von dekorativem Grünglas und Keramik verwendet. Die bekannte GOI-Paste (kurz für den Namen „State Optical Institute“) wird zum Schleifen und Polieren von Optiken, Metall verwendet Produkte im Schmuckbereich.
Aufgrund der Unlöslichkeit und Festigkeit von Chrom(III)oxid wird es auch in Druckfarben (z. B. zum Einfärben von Banknoten) verwendet. Im Allgemeinen werden Oxide vieler Metalle als Pigmente für die unterschiedlichsten Lacke verwendet, obwohl dies keineswegs ihre einzige Anwendung ist.
Aufgaben zum Fixieren
1. Schreiben Sie getrennt die chemischen Formeln der salzbildenden sauren und basischen Oxide auf.
NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.
2. Substanzen werden gegeben : CaO, NaOH, CO 2 , H 2 SO 3 , CaCl 2 , FeCl 3 , Zn(OH) 2 , N 2 O 5 , Al 2 O 3 , Ca(OH) 2 , CO 2 , N 2 O, FeO, SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Wählen Sie aus der Liste aus: basische Oxide, saure Oxide, indifferente Oxide, amphotere Oxide und geben Sie ihnen Namen.
3. UCR beenden, Art der Reaktion angeben, Reaktionsprodukte benennen
Na 2 O + H 2 O =
N 2 O 5 + H 2 O =
CaO + HNO 3 =
NaOH + P 2 O 5 \u003d
K 2 O + CO 2 \u003d
Cu (OH) 2 \u003d? +?
4. Führen Sie die Transformationen nach dem Schema durch:
1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4
2) S → SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3
3) P → P 2 O 5 → H 3 PO 4 → K 3 PO 4
Zersetzung von Chloraten
Chloramte sind eine Gruppe chemischer Verbindungen, Salze der Chlorsäure HClO3. Das Chloratanion hat die Struktur einer trigonalen Pyramide (dCl--O = 0,1452-0,1507 nm, Winkel OS10 = 106°). Das ClO3-Anion bildet keine kovalenten Bindungen über das O-Atom und neigt nicht zur Bildung von Koordinationsbindungen. Normalerweise kristalline Substanzen, löslich in Wasser und einigen polaren organischen Lösungsmitteln. Im festen Zustand bei Raumtemperatur sind sie ziemlich stabil. Beim Erhitzen oder in Gegenwart eines Katalysators zersetzen sie sich unter Freisetzung von Sauerstoff. Kann mit brennbaren Stoffen explosionsfähige Gemische bilden.
Chlorate sind sowohl in Lösung als auch im festen Zustand starke Oxidationsmittel: Mischungen wasserfreier Chlorate mit Schwefel, Kohle und anderen Reduktionsmitteln explodieren bei schneller Erwärmung und Aufprall. Obwohl Chlor in Chloraten nicht in der höchsten Oxidationsstufe vorliegt, kann es in wässriger Lösung nur elektrochemisch oder unter Einwirkung von XeF2 oxidiert werden. Chlorate von Metallen mit variabler Wertigkeit sind normalerweise instabil und neigen zu explosionsartiger Zersetzung. Alle Alkalimetallchlorate zerfallen unter großer Wärmeabgabe in MeCl und O2 unter intermediärer Bildung von Perchloraten. Betrachten Sie die Zersetzung von Chloraten beim Erhitzen am Beispiel von Kaliumchlorat:
2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 ^ (200 ° C, in Gegenwart von MnO2, Fe2O3, CuO usw.)
Ohne Katalysatoren verläuft diese Reaktion unter intermediärer Bildung von Kaliumperchlorat:
4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C)
die sich dann zersetzt:
KClO4 = KCl + 2O2^ (550--620 °C)
Zu beachten ist, dass Kaliumchlorate mit Reduktionsmitteln (Phosphor, Schwefel, organische Verbindungen) explosiv und reib- und stoßempfindlich sind, die Empfindlichkeit steigt in Gegenwart von Bromaten und Ammoniumsalzen. Aufgrund der hohen Empfindlichkeit von Berthollet-Salzformulierungen werden sie praktisch nicht zur Herstellung von industriellen und militärischen Sprengstoffen verwendet.
Manchmal wird dieses Gemisch in der Pyrotechnik als Chlorquelle für Farbflammensätze verwendet, ist Bestandteil der brennbaren Substanz eines Streichholzkopfes und äußerst selten als Initialsprengstoff (Chloratpulver - "Wurst", Sprengschnur, Gittersatz der Wehrmacht Handgranate).
Zersetzung von Karbonaten
Carbonate - Salze der Kohlensäure, haben die Zusammensetzung Mex (CO3) y. Alle Carbonate zersetzen sich beim Erhitzen zu Metalloxid und Kohlendioxid:
Na2CO3 > Na2O + CO2^ (bei 1000 ?С)
МgCO3 > MgO + CO2^ (bei 650 ? С)
Beachten Sie auch die sauren Salze der Kohlensäure, die sich in Metalloxid, Wasser und Kohlendioxid zersetzen. Ammoniumbicarbonat hingegen zersetzt sich bereits bei t 60 °C, zerfällt schnell in NH3, CO2 und H2O, in der Lebensmittelindustrie wird es als Emulgator eingestuft.
Die Verwendung von Ammoniumcarbonat anstelle von Hefe in der Back- und Süßwarenindustrie basiert auf dem Zersetzungsprozess, der mit der Freisetzung von Gasen verbunden ist (Lebensmittelzusatzstoff E503).
Zersetzung wasserunlöslicher Basen
In Wasser unlösliche Metallhydroxide lassen sich leicht trocknen und anschließend erhitzen. Die Substanz zerfällt in Metalloxid und Wasser, sodass wir während der Zersetzung von Cu (OH) 2, das in Wasser eine hellblaue käsige Struktur hat, die Schwärzung der Lösung beobachten können, die uns von der Bildung von Kupfer (II ) Oxid.
Zersetzung von Oxiden
Die Zersetzung von Oxiden kann am Beispiel von Wasser betrachtet werden. Die Zersetzung von Wasser erfolgt bei sehr hohen Temperaturen (ca. 3000°C):
2 H 2 O (g) + 572 kJ \u003d 2 H 2 (g) + O 2 (g);
Diese Reaktion findet in einem Lichtbogen statt, in dem die gewünschte Temperatur gehalten wird. Nach diesem Beispiel können wir über die hohe Stabilität von Oxiden sprechen, deren Zersetzung ein sehr mühsamer und energieaufwändiger Prozess sein kann.
Oxide- Dies sind komplexe Substanzen, die aus Atomen zweier Elemente bestehen, von denen eines Sauerstoff mit einer Oxidationsstufe von -2 ist. In diesem Fall ist Sauerstoff nur mit einem weniger elektronegativen Element assoziiert.
Je nach zweitem Element weisen Oxide unterschiedliche chemische Eigenschaften auf. Im Schulunterricht werden Oxide traditionell in salzbildende und nicht salzbildende Oxide eingeteilt. Einige Oxide werden als salzartig (doppelt) klassifiziert.
Doppelt Oxide sind einige Oxide, die von einem Element mit unterschiedlichen Oxidationsstufen gebildet werden.
Salzbildend Oxide werden in basische, amphotere und saure Oxide unterteilt.
Hauptsächlich Oxide sind Oxide mit charakteristischen Grundeigenschaften. Dazu gehören Oxide, die von Metallatomen mit einer Oxidationsstufe von +1 und +2 gebildet werden.
Sauer Oxide sind Oxide, die durch saure Eigenschaften gekennzeichnet sind. Dazu gehören Oxide, die von Metallatomen mit einer Oxidationsstufe von +5, +6 und +7 sowie Nichtmetallatomen gebildet werden.
Amphoter Oxide sind Oxide, die sowohl durch basische als auch durch saure Eigenschaften gekennzeichnet sind. Dies sind Metalloxide mit einer Oxidationsstufe von +3 und +4 sowie vier Oxide mit einer Oxidationsstufe von +2: ZnO, PbO, SnO und BeO.
Nicht salzbildend Oxide weisen keine charakteristischen basischen oder sauren Eigenschaften auf, Hydroxide entsprechen ihnen nicht. Die nicht salzbildenden Oxide umfassen vier Oxide: CO, NO, N 2 O und SiO.
Klassifizierung von Oxiden
Oxide erhalten
Allgemeine Verfahren zur Gewinnung von Oxiden:
1. Wechselwirkung einfacher Substanzen mit Sauerstoff :
1.1. Metalloxidation: Die meisten Metalle werden durch Sauerstoff zu Oxiden mit stabilen Oxidationsstufen oxidiert.
Zum Beispiel , Aluminium reagiert mit Sauerstoff zu einem Oxid:
4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
Nicht mit Sauerstoff interagieren Gold, Platin, Palladium.
Natrium bei Oxidation mit Luftsauerstoff bildet es überwiegend Na 2 O 2 -Peroxid,
2Na + O 2 → 2Na 2 O 2
Kalium, Cäsium, Rubidium bilden überwiegend Peroxide der Zusammensetzung MeO 2:
K + O 2 → KO 2
Anmerkungen: Metalle mit variabler Oxidationsstufe werden durch Luftsauerstoff in der Regel zu einer mittleren Oxidationsstufe (+3) oxidiert:
4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3
4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3
Eisen brennt auch unter Bildung von Eisenzunder - Eisenoxid (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
1.2. Oxidation einfacher nichtmetallischer Substanzen.
Bei der Oxidation von Nichtmetallen entsteht in der Regel bei Sauerstoffüberschuss ein Nichtmetalloxid mit der höchsten Oxidationsstufe oder bei Sauerstoffmangel ein Nichtmetalloxid mit mittlerer Oxidationsstufe.
Zum Beispiel, wird Phosphor durch Sauerstoffüberschuss zu Phosphor(V)-oxid und unter Einwirkung von Sauerstoffmangel zu Phosphor(III)-oxid oxidiert:
4P + 5O 2 (z. B.) → 2P 2 O 5
4P + 3O 2(Woche) → 2P 2 O 3
Aber es gibt einige Ausnahmen .
Zum Beispiel, Schwefel verbrennt nur zu Schwefeloxid (IV):
S + O 2 → SO 2
Schwefeloxid (VI) kann nur durch Oxidation von Schwefeloxid (IV) unter harschen Bedingungen in Gegenwart eines Katalysators erhalten werden:
2SO2+ O2=2SO3
Stickstoff wird durch Sauerstoff nur bei sehr hoher Temperatur (ca. 2000 ° C) oder unter Einwirkung einer elektrischen Entladung und nur zu Stickoxid (II) oxidiert:
N 2 + O 2 \u003d 2NO
Fluor F 2 wird nicht durch Sauerstoff oxidiert (Fluor selbst oxidiert Sauerstoff). Andere Halogene (Chlor, Cl 2 , Brom usw.), Inertgase (Helium He, Neon, Argon, Krypton) gehen keine Wechselwirkung mit Sauerstoff ein.
2. Oxidation komplexer Substanzen(binäre Verbindungen): Sulfide, Hydride, Phosphide usw.
Bei der Oxidation komplexer Stoffe mit Sauerstoff, die meist aus zwei Elementen bestehen, entsteht ein Gemisch aus Oxiden dieser Elemente in stabilen Oxidationsstufen.
Zum Beispiel, wenn Pyrit FeS 2 verbrannt wird, entstehen Eisenoxid (III) und Schwefeloxid (IV):
4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Schwefelwasserstoff verbrennt bei Sauerstoffüberschuss unter Bildung von Schwefeloxid (IV) und bei Sauerstoffmangel unter Bildung von Schwefel:
2H 2 S + 3O 2 (Bsp.) → 2H 2 O + 2SO 2
2H 2 S + O 2(Woche) → 2H 2 O + 2S
Aber Ammoniak verbrennt unter Bildung einer einfachen Substanz N 2, weil. Stickstoff reagiert mit Sauerstoff nur unter harschen Bedingungen:
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O
Aber in Gegenwart eines Katalysators wird Ammoniak durch Sauerstoff zu Stickoxid (II) oxidiert:
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
3. Zersetzung von Hydroxiden. Oxide können auch aus Hydroxiden - Säuren oder Basen - erhalten werden. Einige Hydroxide sind instabil und zerfallen spontan in Oxid und Wasser; Für die Zersetzung einiger anderer (normalerweise in Wasser unlöslicher) Hydroxide ist es notwendig, sie zu erhitzen (kalzinieren).
Hydroxid → Oxid + Wasser
Kohlensäure, schwefelige Säure, Ammoniumhydroxid, Silber (I), Kupfer (I)-Hydroxide zersetzen sich spontan in wässriger Lösung:
H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2
H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2
NH 4 OH → NH 3 + H2O
2AgOH → Ag 2 O + H 2 O
2CuOH → Cu 2 O + H 2 O
Beim Erhitzen zerfallen die meisten unlöslichen Hydroxide in Oxide - Kieselsäure, Hydroxide von Schwermetallen - Eisen (III) -hydroxid usw .:
H 2 SiO 3 → H 2 O + SiO 2
2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
4. Eine andere Möglichkeit, Oxide zu erhalten, ist Zersetzung komplexer Verbindungen - Salze .
Zum Beispiel, unlösliche Carbonate und Lithiumcarbonat zersetzen sich beim Erhitzen in Oxide:
Li 2 CO 3 → H 2 O + Li 2 O
CaCO 3 → CaO + CO 2
Salze, die durch stark oxidierende Säuren (Nitrate, Sulfate, Perchlorate usw.) gebildet werden, zersetzen sich beim Erhitzen in der Regel unter Änderung des Oxidationszustands:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2
Mehr über den Abbau von Nitraten kannst du im Artikel nachlesen.
Chemische Eigenschaften von Oxiden
Ein wesentlicher Teil der chemischen Eigenschaften von Oxiden wird durch das Schema der Beziehung zwischen den Hauptklassen anorganischer Substanzen beschrieben.
