Ennen kuin alamme puhua oksidien kemiallisista ominaisuuksista, meidän on muistettava, että kaikki oksidit on jaettu 4 tyyppiin, nimittäin emäksisiin, happamiin, amfoteerisiin ja ei-suolaa muodostaviin. Minkä tahansa oksidin tyypin määrittämiseksi sinun on ensin ymmärrettävä, onko metallin vai ei-metallin oksidi edessäsi, ja käytä sitten algoritmia (sinun on opittava se!), joka on esitetty seuraavassa taulukossa. :
| ei-metallioksidi | metallioksidi |
| 1) Ei-metallinen hapetusaste +1 tai +2 Johtopäätös: ei-suolaa muodostava oksidi Poikkeus: Cl 2 O ei ole suolaa muodostamaton oksidi |
1) Metallin hapetusaste +1 tai +2 Johtopäätös: metallioksidi on emäksistä Poikkeus: BeO, ZnO ja PbO eivät ole emäksisiä oksideja |
| 2) Hapetusaste on suurempi tai yhtä suuri kuin +3 Johtopäätös: hapan oksidi Poikkeus: Cl 2 O on happooksidi huolimatta kloorin hapetusasteesta +1 |
2) Metallin hapetusaste +3 tai +4 Johtopäätös: amfoteerinen oksidi Poikkeus: BeO, ZnO ja PbO ovat amfoteerisia huolimatta metallien +2 hapetusasteesta 3) Metallin hapetusaste +5, +6, +7 Johtopäätös: hapan oksidi |
Yllä mainittujen oksidityyppien lisäksi esittelemme myös kaksi muuta emäksisten oksidien alatyyppiä niiden kemiallisen aktiivisuuden perusteella, nimittäin aktiiviset emäksiset oksidit ja inaktiiviset emäksiset oksidit.
- Vastaanottaja aktiiviset emäksiset oksidit Viitataan alkali- ja maa-alkalimetallien oksideihin (kaikki ryhmien IA ja IIA alkuaineet, paitsi vety H, beryllium Be ja magnesium Mg). Esimerkiksi Na 2 O, CaO, Rb 2 O, SrO jne.
- Vastaanottaja inaktiiviset emäksiset oksidit annamme kaikki tärkeimmät oksidit, jotka eivät sisälly luetteloon aktiiviset emäksiset oksidit. Esimerkiksi FeO, CuO, CrO jne.
On loogista olettaa, että aktiiviset emäksiset oksidit tulevat usein niihin reaktioihin, jotka eivät mene matala-aktiivisiin.
On huomattava, että huolimatta siitä, että vesi on itse asiassa ei-metallin oksidi (H 2 O), sen ominaisuuksia tarkastellaan yleensä erillään muiden oksidien ominaisuuksista. Tämä johtuu sen erityisen suuresta jakautumisesta ympärillämme olevaan maailmaan, ja siksi vesi ei useimmissa tapauksissa ole reagenssi, vaan väliaine, jossa voi tapahtua lukemattomia kemiallisia reaktioita. Usein se kuitenkin osallistuu suoraan erilaisiin muunnoksiin, erityisesti jotkut oksidiryhmät reagoivat sen kanssa.
Mitkä oksidit reagoivat veden kanssa?
Kaikista oksideista vedellä reagoida
vain:
1) kaikki aktiiviset emäksiset oksidit (alkalimetallien ja maa-alkalimetallien oksidit);
2) kaikki happamat oksidit, paitsi piidioksidi (SiO 2);
nuo. Edellä olevasta seuraa, että vedellä älä reagoi:
1) kaikki matala-aktiiviset emäksiset oksidit;
2) kaikki amfoteeriset oksidit;
3) suolaa muodostamattomat oksidit (NO, N 2 O, CO, SiO).
Kyky määrittää, mitkä oksidit voivat reagoida veden kanssa, jopa ilman kykyä kirjoittaa vastaavia reaktioyhtälöitä, antaa jo mahdollisuuden saada pisteitä joistakin kokeen koeosan kysymyksistä.
Nyt selvitetään, kuinka tietyt oksidit lopulta reagoivat veden kanssa, ts. oppia kirjoittamaan vastaavat reaktioyhtälöt.
Aktiiviset emäksiset oksidit Reagoivat veden kanssa, muodostavat vastaavia hydroksideja. Muista, että vastaava metallioksidi on hydroksidi, joka sisältää metallin samassa hapetustilassa kuin oksidi. Joten esimerkiksi kun aktiiviset emäksiset oksidit K + 1 2 O ja Ba + 2 O reagoivat veden kanssa, muodostuu vastaavat hydroksidit K + 1 OH ja Ba + 2 (OH) 2:
K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH- kaliumhydroksidi
BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2– bariumhydroksidi
Kaikki aktiivisia emäksisiä oksideja (alkalimetallien ja maa-alkalimetallien oksidit) vastaavat hydroksidit ovat emäksiä. Alkalit ovat kaikki vesiliukoisia metallihydroksideja sekä huonosti liukenevia kalsiumhydroksidia Ca (OH) 2 (poikkeuksena).
Happamien oksidien vuorovaikutus veden kanssa sekä aktiivisten emäksisten oksidien reaktio veden kanssa johtaa vastaavien hydroksidien muodostumiseen. Vain happamien oksidien tapauksessa ne eivät vastaa emäksisiä, vaan happamia hydroksideja, joita kutsutaan useammin hapetetut hapot. Muista, että vastaava happooksidi on happea sisältävä happo, joka sisältää happoa muodostavan alkuaineen samassa hapetustilassa kuin oksidissa.
Jos siis esimerkiksi halutaan kirjoittaa yhtälö happaman oksidin SO 3 vuorovaikutukselle veden kanssa, on ensin muistettava tärkeimmät koulun opetussuunnitelmassa tutkitut rikkipitoiset hapot. Näitä ovat rikkivety H 2 S, rikkipitoiset H 2 SO 3 ja rikkihapot H 2 SO 4 . Vetysulfidihappo H 2 S, kuten voit helposti nähdä, ei ole happea sisältävä, joten sen muodostuminen SO 3:n vuorovaikutuksessa veden kanssa voidaan välittömästi sulkea pois. Hapoista H 2 SO 3 ja H 2 SO 4 rikki hapetustilassa +6, kuten oksidi SO 3, sisältää vain rikkihappoa H 2 SO 4. Siksi hän muodostuu SO 3:n reaktiossa veden kanssa:
H 2 O + SO 3 \u003d H 2 SO 4
Samoin oksidi N 2 O 5, joka sisältää typpeä hapetustilassa +5, reagoi veden kanssa, muodostaa typpihappoa HNO 3, mutta ei missään tapauksessa typpipitoista HNO 2:ta, koska typpihapossa typen hapetustila, kuten N 2 O 5:ssä , yhtä suuri kuin +5, ja typpipitoisessa - +3:
N +5 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HN + 5 O 3
Oksidien vuorovaikutus keskenään
Ensinnäkin on ymmärrettävä selvästi, että suolaa muodostavien oksidien (happamien, emäksisten, amfoteeristen) joukossa saman luokan oksidien välisiä reaktioita ei tapahdu melkein koskaan, ts. Suurimmassa osassa tapauksista vuorovaikutus on mahdotonta:
1) emäksinen oksidi + emäksinen oksidi ≠
2) happooksidi + happooksidi ≠
3) amfoteerinen oksidi + amfoteerinen oksidi ≠
Vaikka eri tyyppeihin kuuluvien oksidien välinen vuorovaikutus on lähes aina mahdollista, ts. melkein aina virtaus reaktiot välillä:
1) emäksinen oksidi ja happooksidi;
2) amfoteerinen oksidi ja happooksidi;
3) amfoteerinen oksidi ja emäksinen oksidi.
Kaikkien tällaisten vuorovaikutusten seurauksena tuote on aina keskimääräinen (normaali) suola.
Tarkastellaanpa kaikkia näitä vuorovaikutuspareja yksityiskohtaisemmin.
Vuorovaikutuksen seurauksena:
Me x O y + happooksidi, missä Me x O y - metallioksidi (emäksinen tai amfoteerinen)
muodostuu suola, joka koostuu metallikationista Me (alkuperäisestä Me x O y:stä) ja happooksidia vastaavasta hapon happojäännöksestä.
Yritetään esimerkiksi kirjoittaa vuorovaikutusyhtälöt seuraaville reagenssipareille:
Na 2 O + P 2 O 5 ja Al 2 O 3 + SO 3
Ensimmäisessä reagenssiparissa näemme emäksisen oksidin (Na 2 O) ja happaman oksidin (P 2 O 5). Toisessa - amfoteerinen oksidi (Al 2 O 3) ja happooksidi (SO 3).
Kuten jo mainittiin, emäksisen/amfoteerisen oksidin ja happaman oksidin vuorovaikutuksen seurauksena muodostuu suola, joka koostuu metallikationista (alkuperäisestä emäksestä/amfoteerisesta oksidista) ja hapon happojäännöksestä, joka vastaa alkuperäinen hapan oksidi.
Siten Na 2 O:n ja P 2 O 5:n vuorovaikutuksen pitäisi muodostaa suola, joka koostuu Na + -kationeista (Na 2 O:sta) ja happojäännöksestä PO 4 3-, koska oksidi P +5 205 vastaa happoa H3P +5 O 4. Nuo. Tämän vuorovaikutuksen seurauksena muodostuu natriumfosfaattia:
3Na 2 O + P 2 O 5 \u003d 2Na 3 PO 4- natriumfosfaatti
Al 2 O 3:n ja SO 3:n vuorovaikutuksen pitäisi puolestaan muodostaa suola, joka koostuu Al 3+ -kationeista (Al 2 O 3:sta) ja happojäännöksestä SO 4 2-, koska oksidi S +6 O 3 vastaa happoa H2S +6 O 4. Siten tämän reaktion tuloksena saadaan alumiinisulfaattia:
Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3- alumiinisulfaatti
Tarkempaa on amfoteeristen ja emäksisten oksidien välinen vuorovaikutus. Nämä reaktiot suoritetaan korkeissa lämpötiloissa, ja niiden esiintyminen on mahdollista johtuen siitä, että amfoteerinen oksidi ottaa itse asiassa happaman roolin. Tämän vuorovaikutuksen seurauksena muodostuu tietyn koostumuksen suola, joka koostuu metallikationista, joka muodostaa alkuperäisen emäksisen oksidin, ja "happojäännöksestä" / anionista, joka sisältää metallin amfoteerisesta oksidista. Tällaisen "happojäännöksen" / anionin kaava yleisessä muodossa voidaan kirjoittaa muodossa MeO 2 x -, jossa Me on metalli amfoteerisesta oksidista ja x = 2 amfoteeristen oksidien tapauksessa, jonka yleinen kaava on muotoa Me + 2 O (ZnO, BeO, PbO) ja x = 1 - amfoteerisille oksideille, joiden yleinen kaava on muotoa Me +3 2 O 3 (esimerkiksi Al 2 O 3, Cr 2 O 3 ja Fe 2 O 3 ).
Yritetään kirjoittaa esimerkkinä vuorovaikutusyhtälöt
ZnO + Na2O ja Al 2O 3 + BaO
Ensimmäisessä tapauksessa ZnO on amfoteerinen oksidi, jonka yleinen kaava on Me +2 O, ja Na 2 O on tyypillinen emäksinen oksidi. Edellä olevan mukaan niiden vuorovaikutuksen seurauksena pitäisi muodostua suola, joka koostuu emäksisen oksidin muodostavasta metallikationista, ts. meidän tapauksessamme Na + (Na 2 O:sta) ja "happojäännös" / anioni, jonka kaava on ZnO 2 2-, koska amfoteerisen oksidin yleinen kaava on muotoa Me + 2 O. tuloksena oleva suola näyttää Na 2 ZnO 2:lta, jos sen yhden rakenneyksikön ("molekyylien") sähköinen neutraalisuus edellyttää:
ZnO + Na20 = t o=> Na 2 ZnO 2
Kun kyseessä on vuorovaikutuksessa oleva reagenssipari Al 2 O 3 ja BaO, ensimmäinen aine on amfoteerinen oksidi, jonka yleinen kaava on muotoa Me +3 2 O 3, ja toinen on tyypillinen emäksinen oksidi. Tällöin muodostuu emäksisen oksidin metallikationin sisältävä suola, ts. Ba2+ (BaO:sta) ja "happojäännös"/anioni Al02-. Nuo. tuloksena olevan suolan kaava, jollei sen yhden rakenneyksikön ("molekyylien" sähköisen neutraalisuuden ehto on), on muotoa Ba(AlO 2) 2, ja itse vuorovaikutusyhtälö kirjoitetaan seuraavasti:
Al 2O 3 + BaO = t o=> Ba (AlO 2) 2
Kuten kirjoitimme yllä, reaktio etenee melkein aina:
Me x O y + happooksidi,
jossa Me x O y on joko emäksinen tai amfoteerinen metallioksidi.
On kuitenkin syytä muistaa kaksi "niukkaa" hapanta oksidia - hiilidioksidi (CO 2) ja rikkidioksidi (SO 2). Niiden "uteliaisuus" piilee siinä, että ilmeisistä happamista ominaisuuksista huolimatta CO 2:n ja SO 2:n aktiivisuus ei riitä niiden vuorovaikutukseen heikosti aktiivisten emäksisten ja amfoteeristen oksidien kanssa. Metallien oksideista ne reagoivat vain aktiiviset emäksiset oksidit(alkalimetallin ja maa-alkalimetallin oksidit). Joten esimerkiksi Na 2 O ja BaO, jotka ovat aktiivisia emäksisiä oksideja, voivat reagoida niiden kanssa:
CO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 CO 3
SO 2 + BaO = BaSO 3
Vaikka CuO- ja Al 2 O 3 -oksidit, jotka eivät liity aktiivisiin emäksisiin oksideihin, eivät reagoi CO 2:n ja SO 2:n kanssa:
CO 2 + CuO ≠
CO 2 + Al 2 O 3 ≠
SO 2 + CuO ≠
SO 2 + Al 2O 3 ≠
Oksidien vuorovaikutus happojen kanssa
Emäksiset ja amfoteeriset oksidit reagoivat happojen kanssa. Tämä muodostaa suoloja ja vettä:
FeO + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2 O
Suolaamattomat oksidit eivät reagoi happojen kanssa ollenkaan, ja happamat oksidit eivät useimmissa tapauksissa reagoi happojen kanssa.
Milloin happooksidi reagoi hapon kanssa?
Ratkaistaessa kokeen vastausvaihtoehtoja sisältävää osaa tulee olettaa ehdollisesti, että happamat oksidit eivät reagoi happooksidien tai happojen kanssa, paitsi seuraavissa tapauksissa:
1) piidioksidi, joka on hapan oksidi, reagoi fluorivetyhapon kanssa liukenemalla siihen. Erityisesti tämän reaktion ansiosta lasi voidaan liuottaa fluorivetyhappoon. HF:n ylimäärän tapauksessa reaktioyhtälöllä on muoto:
SiO 2 + 6HF \u003d H2 + 2H 2O,
ja HF:n puuttuessa:
SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O
2) SO 2, koska se on happooksidi, reagoi helposti vetysulfidihapon H 2 S kanssa tyypin mukaan yhteissuhdetta:
S + 4 O 2 + 2 H 2 S - 2 \u003d 3S 0 + 2 H 2 O
3) Fosfori(III)oksidi P 2 O 3 voi reagoida hapettavien happojen kanssa, joita ovat väkevä rikkihappo ja typpihappo pitoisuuksilta riippumatta. Tässä tapauksessa fosforin hapetusaste nousee +3:sta +5:een:
| P2O3 | + | 2H2SO4 | + | H2O | =t o=> | 2SO2 | + | 2H3PO4 |
| (tiivis.) |
| 3 P2O3 | + | 4HNO 3 | + | 7 H2O | =t o=> | 4NO | + | 6 H3PO4 |
| (razb.) |
| 2HNO 3 | + | 3SO2 | + | 2H2O | =t o=> | 3H2SO4 | + | 2NO |
| (razb.) |
Oksidien vuorovaikutus metallihydroksidien kanssa
Happamat oksidit reagoivat sekä emäksisten että amfoteeristen metallihydroksidien kanssa. Tässä tapauksessa muodostuu suola, joka koostuu metallikationista (alkuperäisestä metallihydroksidista) ja hapon happojäännöksestä, joka vastaa happooksidia.
SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O
Happamat oksidit, jotka vastaavat moniemäksisiä happoja, voivat muodostaa sekä normaaleja että happamia suoloja emästen kanssa:
CO 2 + 2NaOH \u003d Na 2CO 3 + H 2 O
CO 2 + NaOH = NaHC03
P 2 O 5 + 6 KOH \u003d 2K 3 PO 4 + 3 H 2 O
P 2 O 5 + 4 KOH \u003d 2K 2 HPO 4 + H 2 O
P 2 O 5 + 2 KOH + H 2 O \u003d 2KH 2 PO 4
"Hienot" oksidit CO 2 ja SO 2, joiden aktiivisuus, kuten jo mainittiin, ei riitä niiden reaktioon matala-aktiivisten emäksisten ja amfoteeristen oksidien kanssa, reagoivat kuitenkin useimpien niitä vastaavien metallihydroksidien kanssa. Tarkemmin sanottuna hiilidioksidi ja rikkidioksidi ovat vuorovaikutuksessa liukenemattomien hydroksidien kanssa niiden suspensiona vedessä. Tässä tapauksessa vain perus noin ilmeiset suolat, joita kutsutaan hydroksokarbonaatteiksi ja hydroksosulfiiteiksi, ja keskisuurten (normaalien) suolojen muodostuminen on mahdotonta:
2Zn(OH) 2 + CO 2 = (ZnOH) 2 CO 3 + H 2 O(ratkaisussa)
2Cu(OH)2 + CO 2 = (CuOH) 2CO 3 + H 2 O(ratkaisussa)
Kuitenkin esimerkiksi +3 hapetustilassa olevien metallihydroksidien kanssa, kuten Al (OH) 3, Cr (OH) 3 jne., hiilidioksidi ja rikkidioksidi eivät reagoi lainkaan.
On myös huomioitava piidioksidin (SiO 2) erityinen inertisyys, jota tavallisimmin esiintyy luonnossa tavallisen hiekan muodossa. Tämä oksidi on hapan, mutta metallihydroksidien joukossa se pystyy reagoimaan vain väkevien (50-60%) alkaliliuosten kanssa sekä puhtaiden (kiinteiden) alkalien kanssa fuusion aikana. Tässä tapauksessa muodostuu silikaatteja:
2NaOH + SiO 2 = t o=> Na 2 SiO 3 + H 2 O
Metallihydroksidien amfoteeriset oksidit reagoivat vain alkalien (alkali- ja maa-alkalimetallien hydroksidien) kanssa. Tässä tapauksessa, kun reaktio suoritetaan vesiliuoksissa, muodostuu liukoisia kompleksisia suoloja:
ZnO + 2NaOH + H2O \u003d Na 2- natriumtetrahydroksosinkaatti
BeO + 2NaOH + H2O \u003d Na 2- natriumtetrahydroksoberylaatti
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na- natriumtetrahydroksoaluminaatti
Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na 3- natriumheksahydrokromaatti (III)
Ja kun nämä samat amfoteeriset oksidit fuusioidaan alkalien kanssa, saadaan suoloja, jotka koostuvat alkali- tai maa-alkalimetallikationista ja MeO 2 x -tyyppisestä anionista, jossa x= 2 amfoteerisen oksidin tyypin Me +2 O tapauksessa ja x= 1 amfoteeriselle oksidille, jonka muoto on Me 2 +2 O 3:
ZnO + 2NaOH = t o=> Na 2 ZnO 2 + H 2 O
BeO + 2NaOH = t o=> Na 2 BeO 2 + H 2 O
Al 2O 3 + 2NaOH \u003d t o=> 2NaAlO 2 + H 2 O
Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d t o=> 2NaCrO 2 + H 2 O
Fe 2O 3 + 2NaOH \u003d t o=> 2NaFeO 2 + H 2 O
On huomattava, että suolat, jotka on saatu fuusioimalla amfoteerisia oksideja kiinteiden alkalien kanssa, voidaan helposti saada vastaavien kompleksisten suolojen liuoksista haihduttamalla ja myöhemmin kalsinoimalla:
Na2 = t o=> Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Na = t o=> NaAlO 2 + 2H 2 O
Oksidien vuorovaikutus keskisuurten suolojen kanssa
Useimmiten keskimääräiset suolat eivät reagoi oksidien kanssa.
Sinun tulee kuitenkin oppia seuraavat poikkeukset tähän sääntöön, joita löytyy usein kokeesta.
Yksi näistä poikkeuksista on, että amfoteeriset oksidit sekä piidioksidi (SiO 2) syrjäyttävät rikkipitoiset (SO 2) ja hiilidioksidi (CO 2) -kaasut jälkimmäisistä, kun ne sulautuvat sulfiittien ja karbonaattien kanssa. Esimerkiksi:
Al 2O 3 + Na 2CO 3 \u003d t o=> 2NaAlO 2 + CO 2
SiO 2 + K 2 SO 3 \u003d t o=> K 2 SiO 3 + SO 2
Myös oksidien reaktiot suolojen kanssa voivat ehdollisesti sisältää rikkidioksidin ja hiilidioksidin vuorovaikutuksen vastaavien suolojen - sulfiittien ja karbonaattien - vesiliuosten tai suspensioiden kanssa, mikä johtaa happamien suolojen muodostumiseen:
Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d 2NaHCO 3
CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2
Myös rikkidioksidi, kun se kuljetetaan karbonaattien vesiliuosten tai suspensioiden läpi, syrjäyttää hiilidioksidin niistä johtuen siitä, että rikkihappo on vahvempi ja stabiilimpi happo kuin hiilihappo:
K 2 CO 3 + SO 2 \u003d K 2 SO 3 + CO 2
OVR, johon liittyy oksideja
Metallien ja ei-metallien oksidien talteenotto
Aivan kuten metallit voivat reagoida vähemmän aktiivisten metallien suolaliuosten kanssa ja syrjäyttää viimeksi mainitut vapaassa muodossaan, metallioksidit voivat reagoida myös aktiivisempien metallien kanssa kuumennettaessa.
Muista, että voit verrata metallien aktiivisuutta joko käyttämällä metallien aktiivisuussarjoja tai, jos yksi tai kaksi metallia ei ole aktiivisuussarjassa kerralla, niiden sijainnin perusteella suhteessa toisiinsa jaksollisessa taulukossa: alempi ja vasemmalla metallista, sitä aktiivisempi se on. On myös hyödyllistä muistaa, että mikä tahansa SM- ja SHM-perheen metalli on aina aktiivisempi kuin metalli, joka ei ole SHM:n tai SHM:n edustaja.
Erityisesti teollisuudessa käytetty aluminoterminen menetelmä vaikeasti talteenotettavien metallien, kuten kromin ja vanadiinin, saamiseksi perustuu metallin vuorovaikutukseen vähemmän aktiivisen metallin oksidin kanssa:
Cr 2O 3 + 2Al = t o=> Al 2 O 3 + 2Cr
Alumiinilämpöprosessissa syntyy valtava määrä lämpöä ja reaktioseoksen lämpötila voi nousta yli 2000 o C:een.
Myös lähes kaikkien alumiinin oikealla puolella olevien aktiivisuussarjassa olevien metallien oksidit voidaan pelkistää vapaiksi metalleiksi vedyllä (H 2), hiilellä (C) ja hiilimonoksidilla (CO) kuumennettaessa. Esimerkiksi:
Fe 2O 3 + 3CO = t o=> 2Fe + 3CO 2
CuO+C= t o=> Cu + CO
FeO + H 2 \u003d t o=> Fe + H2O
On huomattava, että jos metallilla voi olla useita hapetusasteita, käytetyn pelkistimen puuttuessa, oksidien epätäydellinen pelkistyminen on myös mahdollista. Esimerkiksi:
Fe 2 O 3 + CO =to=> 2FeO + CO 2
4CuO+C= t o=> 2Cu 2 O + CO 2
Aktiivisten metallien oksidit (alkali, maa-alkali, magnesium ja alumiini) vedyn ja hiilimonoksidin kanssa älä reagoi.
Aktiivisten metallien oksidit reagoivat kuitenkin hiilen kanssa, mutta eri tavalla kuin vähemmän aktiivisten metallien oksidit.
USE-ohjelman puitteissa, jotta se ei menisi sekaannukseen, on otettava huomioon, että aktiivisten metallioksidien (Al mukaan lukien) reaktion seurauksena hiilen kanssa muodostuu vapaita alkalimetallien, maa-alkalimetallien, Mg ja myös Al on mahdotonta. Tällaisissa tapauksissa tapahtuu metallikarbidin ja hiilimonoksidin muodostumista. Esimerkiksi:
2Al 2 O 3 + 9C \u003d t o=> Al 4 C 3 + 6CO
CaO + 3C = t o=> CaC2 + CO
Metallit voivat usein pelkistää ei-metallioksidit vapaiksi ei-metalleiksi. Joten esimerkiksi hiilen ja piin oksidit reagoivat kuumennettaessa alkalin, maa-alkalimetallien ja magnesiumin kanssa:
CO 2 + 2Mg = t o=> 2MgO + C
SiO2 + 2Mg = t o=> Si + 2MgO
Magnesiumin ylimäärällä jälkimmäinen vuorovaikutus voi myös johtaa muodostumiseen magnesiumsilidi Mg2Si:
Si02 + 4Mg = t o=> Mg2Si + 2MgO
Typen oksideja voidaan pelkistää suhteellisen helposti myös vähemmän aktiivisilla metalleilla, kuten sinkillä tai kuparilla:
Zn + 2NO = t o=> ZnO + N 2
NO 2 + 2Cu = t o=> 2CuO + N 2
Oksidien vuorovaikutus hapen kanssa
Jotta voisit vastata kysymykseen, reagoiko jokin oksidi hapen (O 2) kanssa todellisen kokeen tehtävissä, sinun on ensin muistettava, että hapen kanssa reagoivat oksidit (niistä, joita voit kohdata hapen kanssa itse koe) voi muodostaa vain kemiallisia elementtejä luettelosta:
Kaikkien muiden kemiallisten alkuaineiden oksidit, joita kohdataan todellisessa KÄYTÖSSÄ, reagoivat hapen kanssa ei (!).
Yllä olevan elementtiluettelon visuaalisempaa helpompaa muistamista varten mielestäni seuraava kuva on kätevä:
Kaikki kemialliset alkuaineet, jotka pystyvät muodostamaan oksideja, jotka reagoivat hapen kanssa (kokeessa kohdatuista)
Ensinnäkin lueteltujen alkuaineiden joukossa on otettava huomioon typpi N, koska. sen oksidien ja hapen välinen suhde eroaa huomattavasti muiden yllä olevan luettelon alkuaineiden oksideista.
On syytä muistaa selvästi, että yhteensä typpi pystyy muodostamaan viisi oksidia, nimittäin:
Kaikista typen oksideista happi voi reagoida vain EI. Tämä reaktio etenee hyvin helposti, kun NO sekoitetaan sekä puhtaan hapen että ilman kanssa. Tässä tapauksessa havaitaan kaasun värin nopea muutos värittömästä (NO) ruskeaksi (NO 2):
| 2NO | + | O2 | = | 2NO 2 |
| väritön | ruskea |
Vastatakseen kysymykseen - reagoiko minkä tahansa muun edellä mainitun kemiallisen alkuaineen oksidi hapen kanssa (ts. FROM,Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Cr) — Ensinnäkin sinun on muistettava ne pää hapetusaste (CO). Täällä he ovat :
Seuraavaksi sinun on muistettava se tosiasia, että yllä olevien kemiallisten alkuaineiden mahdollisista oksideista vain ne, jotka sisältävät alkuaineen edellä mainittujen joukossa minimihapetustilassa, reagoivat hapen kanssa. Tässä tapauksessa elementin hapetusaste nousee lähimpään mahdolliseen positiiviseen arvoon:
| elementti |
Sen oksidien suhdehapelle |
| FROM | Minimi hiilen tärkeimpien positiivisten hapetustilojen joukossa on +2
, ja lähin positiivinen sitä on +4
. Siten vain CO reagoi hapen kanssa oksideista C +2 O ja C +4 O 2. Tässä tapauksessa reaktio etenee: 2C +20 + O2 = t o=> 2C+4O2 CO 2 + O 2 ≠- reaktio on periaatteessa mahdotonta, koska +4 on hiilen korkein hapetusaste. |
| Si | Piin tärkeimpien positiivisten hapetustilojen joukossa minimi on +2 ja lähin positiivinen sitä +4. Siten vain SiO reagoi hapen kanssa oksideista Si +2 O ja Si +4 O 2. Joistakin oksidien SiO ja SiO 2 ominaisuuksista johtuen vain osa Si + 2 O -oksidin piiatomeista voi hapettua. sen vuorovaikutuksen seurauksena hapen kanssa muodostuu sekaoksidi, joka sisältää sekä piitä hapetustilassa +2 että piitä hapetustilassa +4, nimittäin Si 2 O 3 (Si +2 O Si +4 O 2): 4Si +2 O + O 2 \u003d t o=> 2Si +2, +4 2 O 3 (Si +2 O Si +4 O 2) SiO 2 + O 2 ≠- reaktio on periaatteessa mahdotonta, koska +4 on piin korkein hapetusaste. |
| P | Fosforin tärkeimpien positiivisten hapetustilojen joukossa minimi on +3 ja lähin positiivinen sitä +5. Siten vain P 2 O 3 reagoi hapen kanssa oksideista P +3 2 O 3 ja P +5 2 O 5 . Tässä tapauksessa fosforin lisähapetuksen reaktio hapen kanssa etenee hapetustilasta +3 hapetustilaan +5: P +3 2O 3 + O 2 = t o=> P +5 2 O 5 P +5 2 O 5 + O 2 ≠- reaktio on periaatteessa mahdotonta, koska +5 on fosforin korkein hapetusaste. |
| S | Rikin pääasiallisista positiivisista hapetusasteista minimi on +4 ja lähin sitä arvoltaan positiivinen +6. Siten vain SO 2 reagoi hapen kanssa oksideista S +4 O 2, S +6 O 3. Tässä tapauksessa reaktio etenee: 2S +4 O 2 + O 2 \u003d t o=> 2S +6 O 3 2S +6 O 3 + O 2 ≠- reaktio on periaatteessa mahdotonta, koska +6 on rikin korkein hapetusaste. |
| Cu | Minimi kuparin positiivisten hapetustilojen joukossa on +1 ja lähimpänä sitä arvoltaan positiivinen (ja ainoa) +2. Siten vain Cu 2 O reagoi hapen kanssa oksideista Cu +1 2 O, Cu +2 O. Tässä tapauksessa reaktio etenee: 2Cu +120 + O2 = t o=> 4Cu+2O CuO + O 2 ≠- reaktio on periaatteessa mahdotonta, koska +2 on kuparin korkein hapetusaste. |
| Cr | Kromin tärkeimpien positiivisten hapetustilojen joukossa minimi on +2 ja lähin sitä arvoltaan positiivinen +3. Siten vain CrO reagoi hapen kanssa oksideista Cr +2 O, Cr +3 2 O 3 ja Cr +6 O 3, samalla kun se hapettuu hapen vaikutuksesta seuraavaan (mahdollisesta poikkeavaan) positiiviseen hapetustilaan, ts. +3: 4Cr +2 O + O 2 \u003d t o=> 2Cr +3 2 O 3 Cr +3 2O 3 + O 2 ≠- reaktio ei etene huolimatta siitä, että kromioksidia on olemassa ja hapetusaste on suurempi kuin +3 (Cr +6 O 3). Tämän reaktion tapahtumisen mahdottomuus johtuu siitä, että sen hypoteettiseen toteutukseen tarvittava kuumennus ylittää suuresti Cr03-oksidin hajoamislämpötilan. Cr +6 O 3 + O 2 ≠ - tämä reaktio ei voi periaatteessa edetä, koska +6 on kromin korkein hapetusaste. |
| Mn | Mangaanin pääasiallisista positiivisista hapetusasteista minimi on +2 ja lähin positiivinen sitä +4. Siten mahdollisista oksideista Mn +2 O, Mn +4 O 2, Mn +6 O 3 ja Mn +7 2 O 7 vain MnO reagoi hapen kanssa, samalla kun se hapettuu hapen vaikutuksesta viereiseen (mahdollisesta positiivista) hapetustila, t.e. +4: 2Mn +20 + O2 = t o=> 2Mn +4O2 sillä aikaa: Mn +402 + O2 ≠ ja Mn +603 + O2 ≠- reaktiot eivät edetä huolimatta siitä, että mangaanioksidia Mn 2 O 7 on korkeammassa hapetustilassa kuin +4 ja +6. Tämä johtuu siitä, että Mn-oksidien hypoteettinen lisähapetus edellyttää +4 O2 ja Mn +6 O 3 -kuumennus ylittää merkittävästi tuloksena olevien oksidien MnO 3 ja Mn 2 O 7 hajoamislämpötilan. Mn +7 2O 7 + O 2 ≠- Tämä reaktio on periaatteessa mahdotonta, koska +7 on mangaanin korkein hapetusaste. |
| Fe | Minimi raudan tärkeimpien positiivisten hapetustilojen joukossa on +2
, ja lähimpänä sitä mahdollisista - +3
. Huolimatta siitä, että raudan hapetusaste on +6, happooksidia FeO 3, samoin kuin vastaavaa "rauta" -happoa, ei kuitenkaan ole olemassa. Näin ollen rautaoksideista vain ne oksidit, jotka sisältävät Fe:tä hapetustilassa +2, voivat reagoida hapen kanssa. Se on joko Fe-oksidia +2 O tai sekoitettu rautaoksidi Fe +2 ,+3 3 O 4 (rauta-asteikko):
sekoitettu Fe-oksidi +2,+3 304 voidaan edelleen hapettaa Fe:ksi +3 2O3:
Fe +3 2 O 3 + O 2 ≠ - tämän reaktion kulku on periaatteessa mahdotonta, koska Oksideja, jotka sisältävät rautaa hapetustilassa yli +3, ei ole olemassa. |
Oksidit ovat alkuaineen binääriyhdisteitä, joiden happi on hapetustilassa (-2). Oksidit ovat kemiallisille alkuaineille ominaisia yhdisteitä. Ei ole sattumaa, että D.I. Mendelejev jaksoittaista taulukkoa laatiessaan ohjasi korkeamman oksidin stoikiometriaa ja yhdisti alkuaineita, joilla oli sama korkeamman oksidin kaava, yhdeksi ryhmäksi. Suurin oksidi on oksidi, johon alkuaine on kiinnittänyt suurimman mahdollisen määrän happiatomeja. Korkeammassa oksidissa alkuaine on suurimmassa (korkeimmassa) hapetustilassaan. Siten ryhmän VI alkuaineiden korkeammat oksidit, sekä epämetallit S, Se, Te että metallit Cr, Mo, W, kuvataan samalla kaavalla EO3. Kaikki ryhmän elementit osoittavat suurinta samankaltaisuutta juuri korkeimmassa hapetusasteessa. Joten esimerkiksi kaikki ryhmän VI alkuaineiden korkeammat oksidit ovat happamia.
oksideja- nämä ovat yleisimpiä yhdisteitä metallurgisessa tekniikassa.
Monet metallit löytyvät maankuoresta oksidien muodossa.. Luonnonoksideista tärkeitä metalleja, kuten Fe, Mn, Sn, Cr.
Taulukossa on esimerkkejä metallien valmistukseen käytetyistä luonnollisista oksideista.
| Minä | Oksidi | Mineraali |
| Fe | Fe 2 O 3 ja Fe 3 O 4 | hematiitti ja magnetiitti |
| Mn | Mn02 | pyrolusiitti |
| Cr | FeO . Cr2O3 | kromiitti |
| Ti | TiO2 ja FeO . TiO2 | Rutiili ja ilmeniitti |
| sn | SnO 2 | Kasiteriitti |
2ZnS + 3O 2 = 2 ZnO + 2SO 2
Luonnolliset hydroksidit ja karbonaatit hajoavat termisesti, mikä johtaa oksidin muodostumiseen.
2MeOOH \u003d Me 2 O 3 + H 2 O
MeCO 3 \u003d MeO + CO 2
Lisäksi, koska ympäristössä olevat metallit hapettavat ilmakehän hapen vaikutuksesta, ja monille metallurgiselle teollisuudelle tyypillisissä korkeissa lämpötiloissa metallien hapettuminen tehostuu, vaaditaan tietämystä syntyvien oksidien ominaisuuksista.
Yllä olevat syyt selittävät, miksi oksideihin kiinnitetään erityistä huomiota metallikemian keskusteluissa.
Metallien kemiallisista alkuaineista - 85, ja monissa metalleissa on enemmän kuin yksi oksidi, joten oksidiluokka sisältää valtavan määrän yhdisteitä, ja tämä moninaisuus tekee niiden ominaisuuksien tarkistamisesta vaikean tehtävän. Yritetään kuitenkin tunnistaa:
- yleiset ominaisuudet, jotka ovat ominaisia kaikille metallioksideille,
- niiden ominaisuuksien muutosmallit,
- paljastaa metallurgiassa yleisimmin käytettyjen oksidien kemialliset ominaisuudet,
- Esittelemme joitakin metallioksidien tärkeitä fysikaalisia ominaisuuksia.
oksideja metallit eroavat metalli- ja happiatomien stoikiometrisestä suhteesta. Nämä stoikiometriset suhteet määrittävät oksidissa olevan metallin hapetusasteen.
Taulukossa on lueteltu metallioksidien stökiömetriset kaavat riippuen metallin hapetusasteesta ja osoitetaan, mitkä metallit kykenevät muodostamaan tietyn stoikiometrisen tyyppisiä oksideja.
Tällaisten oksidien lisäksi, joita yleensä voidaan kuvata kaavalla MeO X / 2, jossa X on metallin hapetusaste, on olemassa myös oksideja, jotka sisältävät metallin eri hapetusasteissa, esimerkiksi Fe 3 O. 4, sekä ns. sekaoksidit, esim. FeO . Cr2O3.
Kaikilla metallioksideilla ei ole vakiokoostumusta, tunnetaan koostumukseltaan vaihtelevia oksideja, esimerkiksi TiOx, jossa x = 0,88 - 1,20; FeOx, jossa x = 1,04 - 1,12 jne.
S-metallioksideissa on kussakin vain yksi oksidi. P- ja d-lohkojen metalleissa on yleensä useita oksideja, lukuun ottamatta ryhmien 3 ja 12 Al-, Ga-, In- ja d-alkuaineita.
Oksidit, kuten MeO ja Me 2 O 3, muodostavat lähes kaikki neljän jakson d-metallit. Useimmille jaksojen 5 ja 6 d-metalleille on tunnusomaista oksidit, joissa metalli on korkeassa hapetustilassa³ 4. MeO-tyyppiset oksidit muodostavat vain Cd, Hg ja Pd; tyyppi Me2O3 muodostaa Y:n ja La:n lisäksi Au:n, Rh:n; hopea ja kulta muodostavat Me 2 O -tyyppisiä oksideja.
Metallioksidien stoikiometriset tyypit
| Hapetustila | Oksidin tyyppi | Metallit muodostavat oksidin |
| +1 | Minä 2 O | Metallit 1 ja 11 ryhmät |
| +2 | MeO | Kaikkid-metallit 4 jaksoa(paitsi Sc), kaikki metallit 2 ja 12 ryhmät sekä Sn, Pb; Cd, Hg ja Pd |
| +3 | Minä 2 O 3 | Lähes kaikkid-metallit 4 jaksoa(paitsi Cu ja Zn), kaikki ryhmien 3 ja 13 metallit, Au, Rh |
| +4 | MeO 2 | Metallit 4 ja 14 ryhmät ja monet muut d-metallit: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, Pt |
| +5 | Minä 2 O 5 | Metallit5 ja 15 ryhmiä |
| +6 | MeO 3 | Metallit6 ryhmiä |
| +7 | Minä 2 O 7 | Metallit7 ryhmiä |
| +8 | MeO 4 | Os ja Ru |
Oksidien rakenne
Suurin osa metallioksideista normaaleissa olosuhteissa- ne ovat kiteisiä kiinteitä aineita. Poikkeuksena on hapan oksidi Mn 2 O 7 (se on tummanvihreä neste). Vain hyvin harvoilla happamien metallioksidien kiteillä on molekyylirakenne, nämä ovat happamia oksideja, joissa on erittäin korkea hapetusaste: RuO 4, OsO4, Mn 2 O 7, Tc 2 O 7, Re 2 O 7.
Yleisimmässä muodossa monien kiteisten metallioksidien rakennetta voidaan esittää säännöllisenä kolmiulotteisena happiatomien järjestelynä avaruudessa, metalliatomit sijaitsevat happiatomien välisissä onteloissa. Koska happi on erittäin elektronegatiivinen alkuaine, se vetää osan valenssielektroneista metalliatomista, muuntaa sen kationiksi, ja itse happi menee anioniseen muotoon ja kasvaa kooltaan vieraiden elektronien lisäämisen vuoksi. Suuret happianionit muodostavat kidehilan, ja metallikationit sijaitsevat niiden välissä olevissa onteloissa. Ainoastaan metallioksideissa, jotka ovat hapettuneita ja joiden elektronegatiivisuusarvo on pieni, oksideissa olevaa sidosta voidaan pitää ionisena. Käytännössä ionisia ovat alkali- ja maa-alkalimetallien oksideja. Useimmissa metallioksideissa kemiallinen sidos on ionisen ja kovalenttisen välissä. Metallin hapetusasteen kasvaessa kovalenttisen komponentin osuus kasvaa.
Metallioksidien kiderakenteet
Metallien koordinaatioluvut oksideissa
Oksideissa olevalle metallille ei ole ominaista vain hapetusaste, vaan myös koordinaatioluku, ilmaisee kuinka monta happiatomia se koordinoi.
Erittäin yleinen metallioksideissa on koordinaatioluku 6, tässä tapauksessa metallikationi on kuuden happiatomin muodostaman oktaedrin keskellä. Oktaedrit pakataan kidehilaan siten, että metalli- ja happiatomien stoikiometrinen suhde säilyy. Kalsiumoksidin kidehilassa kalsiumin koordinaatioluku on siis 6. Happioktaedrit, joiden keskellä on Ca 2+ -kationi, yhdistyvät toisiinsa siten, että jokaista happea ympäröi kuusi kalsiumatomia, ts. happi kuuluu samanaikaisesti 6 kalsiumatomiin. Tällaisella kiteellä sanotaan olevan (6, 6) koordinaatio. Ensimmäinen on kationin koordinaationumero ja toinen anionin koordinaationumero. Siten CaO-oksidin kaava tulisi kirjoittaa
CaO 6/6 ≡ CaO.
TiO 2 -oksidissa metalli on myös happiatomien oktaedrisessä ympäristössä, osa happiatomeista on yhdistetty vastakkaisilla reunoilla ja osa pisteillä. TiO 2 -rutiilikiteessä koordinaatio (6, 3) tarkoittaa, että happi kuuluu kolmeen titaaniatomiin. Titaaniatomit muodostavat suorakaiteen muotoisen suuntaissärmiön rutiilin kidehilassa.
Oksidien kiderakenteet ovat melko erilaisia. Metallit voivat sijaita paitsi happiatomien oktaedrisessä ympäristössä, myös tetraedrisessä ympäristössä, esimerkiksi oksidissa BeO ≡ BeO 4|4. PbO-oksidissa, jolla on myös kidekoordinaatio (4.4), lyijy on tetragonaalisen prisman huipulla, jonka pohjalla on happiatomeja.
Metalliatomit voivat olla happiatomien eri ympäristöissä, esimerkiksi oktaedrisissä ja tetraedrisissä onteloissa, ja metalli on eri hapetustiloissa., kuten esimerkiksi magnetiitissa Fe 3O 4 ≡ FeO. Fe2O3.
Vikoja kidehiloissa selittää joidenkin oksidien koostumuksen vaihtelu.
Tilarakenteiden käsite mahdollistaa sekaoksidien muodostumisen syiden ymmärtämisen. Happiatomien välisissä onteloissa ei voi olla yhden metallin atomeja, vaan kaksi erilaista., kuten,
kromiitissa FeO .
Cr2O3.
Rutiilirakenne
Jotkut metallioksidien fysikaaliset ominaisuudet
Suurin osa oksideista on tavallisissa lämpötiloissa kiinteitä aineita. Niiden tiheys on pienempi kuin metallien.
Monet metallioksidit ovat tulenkestäviä aineita. Tämä tekee mahdolliseksi käyttää tulenkestäviä oksideja tulenkestävinä materiaaleina metallurgisissa uuneissa.
CaO-oksidia tuotetaan teollisessa mittakaavassa 109 miljoonaa tonnia/vuosi. Sitä käytetään uunien vuoraukseen. BeO:n ja MgO:n oksideja käytetään myös tulenkestävinä aineina. MgO-oksidi on yksi harvoista tulenkestävästä materiaalista, joka kestää erittäin hyvin sulan alkalin vaikutusta.
Joskus oksidien tulenkestävyys aiheuttaa ongelmia metallien saamisessa elektrolyysillä niiden sulatuksista. Joten Al 2 O 3 -oksidi, jonka sulamispiste on noin 2000 °C, on sekoitettava Na 3 -kryoliitin kanssa sulamislämpötilan laskemiseksi ~ 1000 °C:seen, ja tämän sulatteen läpi johdetaan sähkövirtaa.
Tulenkestävät ovat d-metallien 5 ja 6 jaksojen Y 2 O 3 (2430), La 2O 3 (2280), ZrO 2 (2700), HfO 2 (2080), Ta 2O 5 (1870), Nb 2 O oksideja. 5 (1490), samoin kuin monet jakson 4 d-metallien oksidit (katso taulukko). Kaikilla ryhmän 2 s-metallien oksideilla, samoin kuin Al 2 O 3:lla, Ga 2 O 3:lla, SnO:lla, SnO 2:lla, PbO:lla, on korkeat sulamispisteet (katso taulukko).
Matalissa sulamispisteissä (noin C) on yleensä happamia oksideja: RuO 4 (25), OsO 4 (41); Te207 (120), Re207 (302), Re03 (160), Cr03 (197). Mutta joillakin happamilla oksideilla on melko korkeat sulamispisteet (o C): MoO 3 (801) WO 3 (1473), V 2 O 5 (680).
Jotkut sarjan täydentävistä d-elementtien perusoksideista ovat hauraita, sulavat alhaisissa lämpötiloissa tai hajoavat kuumennettaessa. Hajoaa kuumennettaessa HgO (400 o C), Au 2 O 3 (155), Au 2 O, Ag 2 O (200), PtO 2 (400).
Kuumennettaessa yli 400 °C:een kaikki alkalimetallioksidit hajoavat myös metallin ja peroksidin muodostuessa. Oksidi Li 2 O on vakaampi ja hajoaa yli 1000 o C lämpötiloissa.
Alla olevassa taulukossa on esitetty eräitä jakson 4 d-metallien sekä s- ja p-metallien ominaisuuksia.
S- ja p-metallioksidien ominaisuudet
| Minä | Oksidi | Väri | T pl., оС | Happo-emäs luonne |
| s-metallit | ||||
| Li | Li2O | valkoinen | Kaikki oksidit hajoavat klo T > 400 o C, Li 2 O lämpötilassa T > 1000 o C |
Kaikki alkalimetallioksidit ovat emäksisiä, vesiliukoisia |
| Na | Na2O | valkoinen | ||
| K | K2O | keltainen | ||
| Rb | Rb2O | keltainen | ||
| Cs | Cs2O | Oranssi | ||
| Olla | BeO | valkoinen | 2580 | amfoteerinen |
| mg | MgO | valkoinen | 2850 | perus |
| Ca | CaO | valkoinen | 2614 | Emäksinen, rajoitettu vesiliukoisuus |
| Sr | SrO | valkoinen | 2430 | |
| Ba | BaO | valkoinen | 1923 | |
| p-metallit | ||||
| Al | Al2O3 | valkoinen | 2050 | amfoteerinen |
| Ga | Ga2O3 | keltainen | 1795 | amfoteerinen |
| Sisään | 2 O 3:ssa | keltainen | 1910 | amfoteerinen |
| Tl | Tl2O3 | ruskea | 716 | amfoteerinen |
| Tl2O | musta | 303 | perus | |
| sn | SNO | tummansininen | 1040 | amfoteerinen |
| SnO 2 | valkoinen | 1630 | amfoteerinen | |
| Pb | PbO | punainen | Muuttuu keltaisiksi T > 490 o C:ssa | amfoteerinen |
| PbO | keltainen | 1580 | amfoteerinen | |
| Pb3O4 | punainen | Diff. | ||
| PbO2 | musta | Diff. 300 o C:ssa | amfoteerinen | |
D-metallioksidien ominaisuudet 4 jaksoa
| Oksidi | Väri | r, g/cm3 | T pl., оС | - ΔGo, kJ/mol | - ΔHo, kJ/mol | Vallitseva Happo-emäs luonne |
|
| sc | Sc2O3 | valkoinen | 3,9 | 2450 | 1637 | 1908 | perus |
| Ti | TiO | ruskea | 4,9 | 1780, s | 490 | 526 | perus |
| Ti2O3 | violetti | 4,6 | 1830 | 1434 | 1518 | perus | |
| TiO2 | valkoinen | 4,2 | 1870 | 945 | 944 | amfoteerinen | |
| V | VO | harmaa | 5,8 | 1830 | 389 | 432 | perus |
| V 2 O 3 | musta | 4,9 | 1970 | 1161 | 1219 | perus | |
| VO2 | sininen | 4,3 | 1545 | 1429 | 713 | amfoteerinen | |
| V 2 O 5 | Oranssi | 3,4 | 680 | 1054 | 1552 | happoa | |
| Cr | Cr2O3 | vihreä | 5,2 | 2335 p | 536 | 1141 | amfoteerinen |
| CrO3 | punainen | 2,8 | 197 p | 513 | 590 | happoa | |
| Mn | MNO | Harmaa-vihreä | 5,2 | 1842 | 385 | 385 | perus |
| Mn203 | ruskea | 4,5 | 1000p | 958 | 958 | perus | |
| Mn304 | ruskea | 4,7 | 1560p | 1388 | 1388 | ||
| Mn02 | ruskea | 5,0 | 535p | 521 | 521 | amfoteerinen | |
| Mn2O7 | vihreä | 2,4 | 6.55 p | 726 | happoa | ||
| Fe | FeO | Musta | 5,7 | 1400 | 265 | 265 | perus |
| Fe3O4 | musta | 5,2 | 1540p | 1117 | 1117 | ||
| Fe2O3 | ruskea | 5,3 | 1565 s | 822 | 822 | perus | |
| co | KUJERTAA | Harmaa-vihreä | 5,7 | 1830 | 213 | 239 | perus |
| Co 3 O 4 | musta | 6,1 | 900p | 754 | 887 | ||
| Ni | NiO | Harmaa-vihreä | 7,4 | 1955 | 239 | 240 | perus |
| Cu | Cu2O | Oranssi | 6,0 | 1242 | 151 | 173 | perus |
| CuO | musta | 6,4 | 800p | 134 | 162 | perus | |
| Zn | ZnO | valkoinen | 5,7 | 1975 | 348 | 351 | amfoteerinen |
Oksidien happo-emäs-luonne riippuu metallin hapetusasteesta ja metallin luonteesta.
Mitä alhaisempi hapetusaste, sitä vahvemmat perusominaisuudet.Jos metalli on hapetustilassa X £ 4 , silloin sen oksidi on joko emäksinen tai amfoteerinen.
Mitä korkeampi hapetusaste, sitä selvemmät ovat happamat ominaisuudet.. Jos metalli on hapetustilassa X ≥ 5 , silloin sen hydroksidi on hapan.
Happamien ja emäksisten oksidien lisäksi on amfoteerisia oksideja, joilla on samanaikaisesti sekä happamia että emäksisiä ominaisuuksia..
Kaikki p-metallioksidit ovat amfoteerisia, paitsiTl 2 O.
Froms-metallit, vain Be:ssä on amfoteerinen oksidi.
D-metallien joukossa oksidit ovat amfoteerisia ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, Au 2 O 3, ja lähes kaikki metallioksidit hapetustilassa+4 paitsi emäksiset ZrO 2 ja HfO 2.
Useimmat oksidit, mukaan lukien Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 ja metallidioksidit, osoittavat amfoteerisuutta vain emästen kanssa sulatettuina. ZnO, VO 2, Au 2 O 3 ovat vuorovaikutuksessa alkaliliuosten kanssa.
Oksideille happo-emäsvuorovaikutusten, eli emäksisten oksidien ja happojen ja happooksidien välisten reaktioiden sekä happojen ja amfoteeristen oksidien reaktiot alkalien kanssa, ovat myös tyypillisiä redox-reaktiot.
Metallioksidien redox-ominaisuudet
Koska kaikissa oksideissa metalli on hapettuneessa tilassa, kaikki oksidit poikkeuksetta pystyvät osoittamaan hapettavia ominaisuuksia.
Yleisimmät reaktiot pyrometallurgiassa- nämä ovat redox-vuorovaikutuksia metallioksidien ja erilaisten pelkistysaineiden välillä, mikä johtaa metallin tuotantoon.
Esimerkkejä
2Fe 2 O 3 + 3C \u003d 4Fe + 3CO 2
Fe 3 O 4 + 2C \u003d 3Fe + 2CO 2
MnO 2 + 2C \u003d Mn + 2CO
SnO 2 + C \u003d Sn + 2CO 2
ZnO + C = Zn + CO
Cr 2 O 3 + 2Al \u003d 2Cr + Al 2 O 3
WO 3 + 3 H 2 \u003d W + 3 H 2 O
Jos metallilla on useita hapetustiloja, niin lämpötilan riittävällä nousulla on mahdollista hajottaa oksidi happea vapauttamalla.
4CuO \u003d 2Cu 2O + O 2
3PbO 2 \u003d Pb 3 O 4 + O 2,
2Pb 3 O 4 \u003d O 2 + 6PbO
Jotkut oksidit, erityisesti jalometallioksidit, voivat hajota metalliksi kuumennettaessa.
2Ag 2 O \u003d 4Ag + O 2
2Au 2 O 3 \u003d 4Au + 3O 2
Joidenkin oksidien voimakkaita hapettavia ominaisuuksia hyödynnetään käytännössä. Esimerkiksi,
PbO 2 -oksidin hapettavia ominaisuuksia käytetään lyijyakuissa, joissa sähkövirta saadaan PbO 2:n ja metallisen lyijyn välisestä kemiallisesta reaktiosta.
PbO 2 + Pb + 2H 2SO 4 \u003d 2PbSO 4 + 2H 2 O
MnO 2:n hapettavia ominaisuuksia käytetään myös sähkövirran tuottamiseen galvaanisissa kennoissa (sähköakuissa).
2Mn02 + Zn + 2NH4Cl = + 2MnOOH
Joidenkin oksidien vahvat hapettavat ominaisuudet johtavat niiden erityiseen vuorovaikutukseen happojen kanssa. Joten oksidit PbO 2 ja MnO 2 pelkistyvät, kun ne liuotetaan väkevään kloorivetyhappoon.
MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Jos metalli muodostaa useita oksideja, niin alemmassa hapetusasteessa olevat metallioksidit voivat hapettua, eli niillä on pelkistäviä ominaisuuksia.
Erityisen vahvoja pelkistäviä ominaisuuksia osoittavat metallioksidit alhaisissa ja epävakaissa hapetustiloissa, kuten esim. TiO, VO, CrO. Veteen liuotettuna ne hapettuvat ja palauttavat vettä. Niiden reaktiot veden kanssa ovat samanlaisia kuin metallin reaktiot veden kanssa.
2TiO + 2H20 = 2TiOOH + H2.
Nämä ovat monimutkaisia aineita, jotka koostuvat kahdesta kemiallisesta alkuaineesta, joista toinen on happi, jonka hapetusaste on (-2). Yleinen oksidien kaava: EmOn, missä m- alkuaineatomien lukumäärä E, a n on happiatomien lukumäärä. Oksidit voivat olla kiinteitä (hiekka SiO 2, kvartsilajit), nestemäisiä (vetyoksidi H 2 O), kaasumaisia (hiilioksidit: hiilidioksidi CO 2 ja hiilimonoksidi-CO kaasut).
Kemiallisten yhdisteiden nimikkeistö on kehittynyt faktamateriaalin kertymisen myötä. Aluksi, vaikka tunnettujen yhdisteiden määrä oli pieni, käytettiin laajasti triviaaleja nimiä, ei heijasta aineen koostumusta, rakennetta ja ominaisuuksia, - minimaalinen Pb 3 O 4, litharge RIO, magnesiumoksidi MgO rautaoksidi Fe 3 O 4, ilokaasu N 2 O, valkoinen arseeni Kuten 2 O 3 Triviaali nimikkeistö korvattiin puolisysteeminen nimikkeistö - merkinnät yhdisteen happiatomien lukumäärästä sisällytettiin nimeen: typpipitoinen- alemmille oksidi- korkeampiin hapetusasteisiin; anhydridi- happamille oksideille.
Tällä hetkellä siirtyminen moderniin nimikkeistöön on melkein valmis. Mukaan kansainvälinen nimikkeistö, otsikossa oksidi, elementin valenssi on ilmoitettava; esimerkiksi SO 2 - rikki (IV) oksidi, SO 3 - rikki (VI) oksidi, CrO - kromi (II) oksidi, Cr 2O 3 - kromi (III) oksidi, Cr0 3 - kromi (VI) oksidi.
Kemiallisten ominaisuuksiensa mukaan oksidit jaetaan suolaa muodostava ja ei-suolaa muodostava.
Oksidien tyypit Ei-suolaa muodostava kutsutaan sellaisia oksideja, jotka eivät ole vuorovaikutuksessa emästen tai happojen kanssa eivätkä muodosta suoloja. Niitä on vähän, koostumus sisältää ei-metalleja.
Suolaa muodostava Oksideiksi kutsutaan niitä, jotka reagoivat happojen tai emästen kanssa ja muodostavat suolaa ja vettä.
Joukossa suolaa muodostava oksidit erottavat oksidit toisistaan emäksinen, hapan, amfoteerinen.
Perusoksidit ovat oksideja, jotka vastaavat emäksiä. Esimerkiksi: CuO vastaa emästä Cu (OH) 2, Na 2 O - NaOH:n emästä, Cu 2 O - CuOH jne.
Oksidit jaksollisessa taulukossa Tyypillisiä emäksisten oksidien reaktioita
1. Emäksinen oksidi + happo \u003d suola + vesi (vaihtoreaktio):
2. Emäksinen oksidi + happooksidi = suola (yhdistereaktio):
3. Emäksinen oksidi + vesi = alkali (yhdistereaktio):
Happooksidit ovat oksideja, joita hapot vastaavat. Nämä ovat ei-metallioksideja: N 2 O 5 vastaa HNO 3, SO 3 - H 2 SO 4, CO 2 - H 2 CO 3, P 2 O 5 - H 4 PO 4 sekä metallioksideja, joilla on korkea arvo. hapetusasteista: Cr 2 + 6 O 3 vastaa H 2 CrO 4, Mn 2 +7 O 7 - HMnO 4 .
Tyypillisiä happooksidien reaktioita
1. Happooksidi + emäs \u003d suola + vesi (vaihtoreaktio):
2. Happooksidi + emäksinen oksidisuola (yhdistereaktio):
3. Happooksidi + vesi = happo (yhdistereaktio):
Tällainen reaktio on mahdollinen vain jos happooksidi liukenee veteen.
amfoteerinen Oksideiksi kutsuttuja, joilla on olosuhteista riippuen emäksisiä tai happamia ominaisuuksia. Nämä ovat ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, V 2 O 5.
Amfoteeriset oksidit eivät yhdisty suoraan veteen.
Amfoteeristen oksidien tyypilliset reaktiot
1. Amfoteerinen oksidi + happo \u003d suola + vesi (vaihtoreaktio):
2. Amfoteerinen oksidi + emäs \u003d suola + vesi tai kompleksiyhdiste:
emäksiset oksidit. Vastaanottaja pää viitata tyypilliset metallioksidit, ne vastaavat hydroksideja, joilla on emästen ominaisuuksia.
Emäksisten oksidien saaminen
Metallien hapettuminen kuumennettaessa happiatmosfäärissä.
2Mg + O 2 \u003d 2MgO
2Cu + O2 \u003d 2CuO
Menetelmää ei voida soveltaa alkalimetallioksidien valmistukseen. Alkalimetallit muodostavat reaktiossa hapen kanssa yleensä peroksideja, joten Na 2 O, K 2 O oksideja on vaikea saada.
Sulfidipaahtaminen
2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2
4FeS 2 + 110 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Menetelmää ei voida soveltaa aktiivisille metallisulfideille, jotka hapettavat sulfaatiksi.
Hydroksidien hajoaminen
Cu(OH)2 \u003d CuO + H2O
Tämämenetelmää ei voida käyttää alkalimetallien oksidien saamiseksi.
Happipitoisten happojen suolojen hajoaminen.
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
Nitraateille ja karbonaateille, mukaan lukien emäksiset suolat, hajoaminen on helppoa.
2 CO 3 \u003d 2ZnO + CO 2 + H 2 O
Happamien oksidien saaminen
Happamia oksideja edustavat ei-metallien tai siirtymämetallien oksidit korkeassa hapetustilassa. Niitä voidaan saada samanlaisilla menetelmillä kuin emäksisille oksideille, esimerkiksi:
- 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 + 2HCl \u003d 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O
Oksidit, niiden luokittelu ja ominaisuudet ovat perustana niin tärkeälle tieteelle kuin kemia. He aloittavat opiskelun kemian ensimmäisenä vuonna. Tällaisissa eksaktitieteissä, kuten matematiikassa, fysiikassa ja kemiassa, kaikki materiaali on yhteydessä toisiinsa, minkä vuoksi aineiston omaksumatta jättäminen johtaa uusien aiheiden väärinymmärrykseen. Siksi on erittäin tärkeää ymmärtää oksidien aihe ja navigoida siinä täysin. Yritämme puhua tästä yksityiskohtaisemmin tänään.
Mitä oksidit ovat?
Oksidit, niiden luokittelu ja ominaisuudet - tämä on ensiarvoisen tärkeää ymmärtää. Mitä oksidit sitten ovat? Muistatko tämän koulun opetussuunnitelmasta?
Oksidit (tai oksidit) ovat binäärisiä yhdisteitä, jotka sisältävät elektronegatiivisen alkuaineen atomeja (vähemmän elektronegatiivisia kuin happi) ja happea, jonka hapetusaste on -2.
Oksidit ovat uskomattoman yleisiä aineita planeetallamme. Esimerkkejä oksidiyhdisteistä ovat vesi, ruoste, jotkut väriaineet, hiekka ja jopa hiilidioksidi.
Oksidin muodostuminen
Oksideja voidaan saada monella eri tavalla. Oksidien muodostumista tutkii myös sellainen tiede kuin kemia. Oksidit, niiden luokitus ja ominaisuudet - se on se, mitä tutkijoiden on tiedettävä ymmärtääkseen, kuinka tämä tai tuo oksidi muodostui. Ne voidaan saada esimerkiksi yhdistämällä happiatomi (tai atomit) suoraan kemialliseen alkuaineeseen - tämä on kemiallisten alkuaineiden vuorovaikutus. On kuitenkin olemassa myös epäsuoraa oksidien muodostumista, jolloin oksideja muodostuu happojen, suolojen tai emästen hajoamisen seurauksena.
Oksidien luokitus
Oksidit ja niiden luokitus riippuvat niiden muodostumisesta. Luokituksensa mukaan oksidit jaetaan vain kahteen ryhmään, joista ensimmäinen on suolaa muodostava ja toinen ei-suolaa muodostava. Tarkastellaanpa siis tarkemmin molempia ryhmiä.
Suolaa muodostavat oksidit ovat melko suuri ryhmä, joka jakautuu amfoteerisiin, happamiin ja emäksisiin oksideihin. Minkä tahansa kemiallisen reaktion seurauksena suolaa muodostavat oksidit muodostavat suoloja. Pääsääntöisesti suolaa muodostavien oksidien koostumus sisältää metallien ja epämetallien alkuaineita, jotka kemiallisen reaktion seurauksena veden kanssa muodostavat happoja, mutta vuorovaikutuksessa emästen kanssa ne muodostavat vastaavia happoja ja suoloja.
Ei-suolaa muodostavat oksidit ovat oksideja, jotka eivät muodosta suoloja kemiallisen reaktion seurauksena. Esimerkkejä tällaisista oksideista ovat hiili.
Amfoteeriset oksidit
Oksidit, niiden luokitus ja ominaisuudet ovat erittäin tärkeitä käsitteitä kemiassa. Suolaa muodostaviin yhdisteisiin kuuluvat amfoteeriset oksidit.
Amfoteeriset oksidit ovat oksideja, joilla voi olla emäksisiä tai happamia ominaisuuksia riippuen kemiallisten reaktioiden olosuhteista (osoittaa amfoteerisuutta). Tällaisia oksideja muodostuu (kupari, hopea, kulta, rauta, rutenium, volframi, rutherfordium, titaani, yttrium ja monet muut). Amfoteeriset oksidit reagoivat vahvojen happojen kanssa ja muodostavat kemiallisen reaktion seurauksena näiden happojen suoloja.
Happamat oksidit
Tai anhydridit ovat sellaisia oksideja, jotka kemiallisissa reaktioissa osoittavat ja myös muodostavat happea sisältäviä happoja. Anhydridejä muodostavat aina tyypilliset epämetallit sekä eräät siirtymäkemialliset alkuaineet.
Oksidit, niiden luokitus ja kemialliset ominaisuudet ovat tärkeitä käsitteitä. Esimerkiksi happamilla oksideilla on täysin erilaiset kemialliset ominaisuudet kuin amfoteerisilla. Esimerkiksi kun anhydridi on vuorovaikutuksessa veden kanssa, muodostuu vastaava happo (poikkeus on SiO2 - Anhydridit vuorovaikuttavat emästen kanssa ja tällaisten reaktioiden seurauksena vapautuu vettä ja soodaa. Vuorovaikutuksessa suolaa muodostuu.
Perusoksidit
Emäksiset (sanasta "emäs") oksidit ovat metallien kemiallisten alkuaineiden oksideja, joiden hapetusaste on +1 tai +2. Näitä ovat alkalit, maa-alkalimetallit sekä kemiallinen alkuaine magnesium. Emäksiset oksidit eroavat muista siinä, että ne pystyvät reagoimaan happojen kanssa.
Emäksiset oksidit ovat vuorovaikutuksessa happojen kanssa, toisin kuin happooksidit, sekä emästen, veden ja muiden oksidien kanssa. Näiden reaktioiden seurauksena muodostuu yleensä suoloja.
Oksidien ominaisuudet
Jos tutkit huolellisesti eri oksidien reaktioita, voit tehdä itsenäisesti johtopäätöksiä siitä, mitä kemiallisia ominaisuuksia oksideilla on. Ehdottomasti kaikkien oksidien yhteinen kemiallinen ominaisuus on redox-prosessi.
Siitä huolimatta kaikki oksidit ovat erilaisia. Oksidien luokittelu ja ominaisuudet ovat kaksi toisiinsa liittyvää aihetta.
Ei-suolaa muodostavat oksidit ja niiden kemialliset ominaisuudet
Ei-suolaa muodostavat oksidit ovat ryhmä oksideja, joilla ei ole happamia, emäksisiä tai amfoteerisia ominaisuuksia. Kemiallisten reaktioiden seurauksena ei-suolaa muodostavien oksidien kanssa ei muodostu suoloja. Aikaisemmin tällaisia oksideja ei kutsuttu ei-suolaa muodostaviksi, vaan välinpitämättömiksi ja välinpitämättömiksi, mutta tällaiset nimet eivät vastaa suolaa muodostamattomien oksidien ominaisuuksia. Ominaisuuksiensa mukaan nämä oksidit ovat melko kykeneviä kemiallisiin reaktioihin. Mutta ei-suolaa muodostavia oksideja on hyvin vähän; ne muodostuvat yksi- ja kaksiarvoisista ei-metalleista.
Suolaa muodostavia oksideja voidaan saada ei-suolaa muodostavista oksideista kemiallisen reaktion seurauksena.
Nimikkeistö
Lähes kaikkia oksideja kutsutaan yleensä näin: sana "oksidi", jota seuraa kemiallisen alkuaineen nimi genitiivissä. Esimerkiksi Al2O3 on alumiinioksidia. Kemiallisesti tämä oksidi luetaan näin: alumiini 2 o 3. Joillakin kemiallisilla alkuaineilla, kuten kuparilla, voi olla useita hapetusasteita, vastaavasti oksidit ovat myös erilaisia. Tällöin CuO-oksidi on kupari(kaksi)oksidia, eli jonka hapetusaste on 2, ja Cu2O-oksidi on kupari(kolme)oksidia, jonka hapetusaste on 3.
Mutta on myös muita oksidien nimiä, jotka erottuvat yhdisteen happiatomien lukumäärästä. Monoksidi tai monooksidi on oksidi, joka sisältää vain yhden happiatomin. Dioksidit ovat oksideja, jotka sisältävät kaksi happiatomia, kuten etuliite "di". Trioksidit ovat oksideja, jotka sisältävät jo kolme happiatomia. Nimet, kuten monooksidi, dioksidi ja trioksidi, ovat jo vanhentuneita, mutta niitä löytyy usein oppikirjoista, kirjoista ja muista käsikirjoista.
Oksideilla on myös niin sanottuja triviaaleja nimiä, eli niitä, jotka ovat kehittyneet historiallisesti. Esimerkiksi CO on hiilen oksidi tai monooksidi, mutta jopa kemistit kutsuvat tätä ainetta yleisimmin hiilimonoksidiksi.
Joten oksidi on hapen ja kemiallisen alkuaineen yhdistelmä. Pääasiallinen tiede, joka tutkii niiden muodostumista ja vuorovaikutusta, on kemia. Oksidit, niiden luokittelu ja ominaisuudet ovat kemian tieteessä useita tärkeitä aiheita, joiden ymmärtämättä on mahdotonta ymmärtää kaikkea muuta. Oksidit ovat kaasuja, mineraaleja ja jauheita. Tiedemiesten lisäksi myös tavallisten ihmisten tulisi tuntea jotkin oksidit yksityiskohtaisesti, koska ne voivat jopa olla vaarallisia elämälle tällä maapallolla. Oksidit ovat erittäin mielenkiintoinen ja melko helppo aihe. Oksidiyhdisteet ovat hyvin yleisiä jokapäiväisessä elämässä.
Nykyaikainen kemian tiede on laaja valikoima eri aloja, ja jokaisella niistä on teoreettisen perustan lisäksi suuri soveltava ja käytännön merkitys. Mitä tahansa kosketatkin, kaikki ympärillä on kemiallisen tuotannon tuotteita. Pääosat ovat epäorgaaninen ja orgaaninen kemia. Harkitse, mitkä aineiden pääluokat luokitellaan epäorgaanisiksi ja mitä ominaisuuksia niillä on.
Epäorgaanisten yhdisteiden pääluokat
Näitä ovat seuraavat:
- Oksidit.
- Suola.
- Säätiöt.
- Hapot.
Jokaista luokkia edustaa laaja valikoima epäorgaanisia yhdisteitä, ja ne ovat tärkeitä lähes kaikissa ihmisen taloudellisen ja teollisen toiminnan rakenteessa. Kaikkia näille yhdisteille ominaisia pääominaisuuksia, luonnossa olemista ja saamista opiskellaan koulun kemian kurssilla luokilla 8-11.
Oksideista, suoloista, emäksistä, hapoista on yleinen taulukko, jossa on esimerkkejä kustakin aineesta ja niiden aggregaatiotilasta luonnossa. Se näyttää myös vuorovaikutuksia, jotka kuvaavat kemiallisia ominaisuuksia. Käsittelemme kuitenkin jokaista luokkaa erikseen ja yksityiskohtaisemmin.
Ryhmä yhdisteitä - oksidit
4. Reaktiot, joiden seurauksena alkuaineet muuttavat CO:ta
Me + n O + C = Me 0 + CO
1. Reagenssivesi: hapon muodostus (SiO 2 -poikkeus)
KO + vesi = happo
2. Reaktiot emästen kanssa:
CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O
3. Reaktiot emäksisten oksidien kanssa: suolan muodostus
P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2
4. OVR-reaktiot:
CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,
Niillä on kaksinkertaisia ominaisuuksia, ne ovat vuorovaikutuksessa happo-emäs-menetelmän periaatteen mukaisesti (happojen, alkalien, emäksisten oksidien, happooksidien kanssa). Ne eivät ole vuorovaikutuksessa veden kanssa.
1. Happojen kanssa: suolojen ja veden muodostuminen
AO + happo \u003d suola + H 2 O
2. Emästen (emästen) kanssa: hydroksokompleksien muodostuminen
Al 2 O 3 + LiOH + vesi \u003d Li
3. Reaktiot happamien oksidien kanssa: suolojen valmistus
FeO + SO 2 \u003d FeSO 3
4. Reaktiot RO:n kanssa: suolojen muodostuminen, fuusio
MnO + Rb 2 O = kaksoissuola Rb 2 MnO 2
5. Fuusioreaktiot alkalien ja alkalimetallikarbonaattien kanssa: suolojen muodostuminen
Al 2 O 3 + 2 LiOH \u003d 2 LiAlO 2 + H 2 O
Jokainen korkeampi oksidi, jonka muodostaa sekä metalli että ei-metalli, veteen liuotettuna antaa vahvan hapon tai alkalin.
Orgaaniset ja epäorgaaniset hapot
Klassisessa soundissa (ED - elektrolyyttinen dissosiaatio -asemien perusteella hapot ovat yhdisteitä, jotka dissosioituvat vesipitoisessa väliaineessa happotähteiden H + -kationeiksi ja anioneiksi. Nykyään happoja on kuitenkin tutkittu huolellisesti vedettömissä olosuhteissa, joten monia erilaisia teorioita hydroksidien suhteen.
Oksidien, emästen, happojen ja suolojen empiiriset kaavat koostuvat vain symboleista, alkuaineista ja indekseistä, jotka osoittavat niiden määrän aineessa. Esimerkiksi epäorgaaniset hapot ilmaistaan kaavalla H + happotähde n-. Orgaanisilla aineilla on erilainen teoreettinen kartoitus. Empiirisen lisäksi on mahdollista kirjoittaa niille täydellinen ja lyhennetty rakennekaava, joka heijastelee paitsi molekyylin koostumusta ja määrää, myös atomien järjestelyä, niiden suhdetta toisiinsa ja pääasiallista funktionaalinen ryhmä karboksyylihapoille -COOH.
Epäorgaanisessa kaikki hapot on jaettu kahteen ryhmään:
- hapeton - HBr, HCN, HCL ja muut;
- happea sisältävät (oksohapot) - HClO 3 ja kaikki missä on happea.
Myös epäorgaaniset hapot luokitellaan stabiilisuuden mukaan (stabiili tai stabiili - kaikki paitsi hiili- ja rikkihappo, epästabiili tai epästabiili - hiili- ja rikkipitoinen). Vahvuuden mukaan hapot voivat olla vahvoja: rikki-, kloori-, typpi-, perkloori- ja muut, sekä heikkoja: rikkivety, hypokloori ja muut.
Orgaaninen kemia ei tarjoa tällaista monimuotoisuutta ollenkaan. Luonteeltaan orgaaniset hapot ovat karboksyylihappoja. Niiden yhteinen piirre on funktionaalisen ryhmän -COOH läsnäolo. Esimerkiksi HCOOH (antiikki), CH3COOH (etikka), C17H35COOH (steariini) ja muut.
On olemassa useita happoja, joita korostetaan erityisen huolellisesti pohdittaessa tätä aihetta koulun kemian kurssilla.
- Suola.
- Typpi.
- Ortofosfori.
- Hydrobromi.
- Hiili.
- Jodi.
- Rikkihappo.
- Etikka tai etaani.
- Butaani tai öljy.
- Bentsoic.
Nämä kemian 10 happoa ovat vastaavan luokan perusaineita niin kouluopetuksessa kuin yleensäkin teollisuudessa ja synteesissä.
Epäorgaanisten happojen ominaisuudet
Tärkeimmät fysikaaliset ominaisuudet tulisi ensisijaisesti katsoa johtuvan erilaisesta aggregaatiotilasta. Loppujen lopuksi on olemassa joukko happoja, jotka ovat normaaleissa olosuhteissa kiteiden tai jauheiden muodossa (boori, ortofosfori). Suurin osa tunnetuista epäorgaanisista hapoista on erilaisia nesteitä. Myös kiehumis- ja sulamispisteet vaihtelevat.
Hapot voivat aiheuttaa vakavia palovammoja, koska ne voivat tuhota orgaanisia kudoksia ja ihoa. Happojen havaitsemiseen käytetään indikaattoreita:
- metyylioranssi (normaalissa ympäristössä - oranssi, hapoissa - punainen),
- lakmus (neutraalissa - violetissa, hapoissa - punainen) tai jotkut muut.
Tärkeimpiä kemiallisia ominaisuuksia ovat kyky olla vuorovaikutuksessa sekä yksinkertaisten että monimutkaisten aineiden kanssa.
| Minkä kanssa he ovat vuorovaikutuksessa? | Esimerkki reaktiosta |
1. Yksinkertaisilla aineilla-metalleilla. Pakollinen ehto: metallin on seisottava ECHRNM:ssä ennen vetyä, koska vedyn jälkeen seisovat metallit eivät pysty syrjäyttämään sitä happojen koostumuksesta. Reaktion seurauksena vetyä muodostuu aina kaasun ja suolan muodossa. | |
2. Pohjat. Reaktion tuloksena on suola ja vesi. Tällaisia vahvojen happojen reaktioita alkalien kanssa kutsutaan neutralointireaktioksi. | Mikä tahansa happo (vahva) + liukoinen emäs = suola ja vesi |
| 3. Amfoteeristen hydroksidien kanssa. Pohja: suola ja vesi. | 2HNO 2 + berylliumhydroksidi \u003d Be (NO 2) 2 (keskisuola) + 2H 2 O |
| 4. Emäksisten oksidien kanssa. Lopputulos: vesi, suola. | 2HCL + FeO = rauta(II)kloridi + H2O |
| 5. Amfoteeristen oksidien kanssa. Loppuvaikutus: suola ja vesi. | 2HI + ZnO = ZnI2 + H2O |
6. Heikompien happojen muodostamien suolojen kanssa. Loppuvaikutus: suola ja heikko happo. | 2HBr + MgCO 3 = magnesiumbromidi + H 2 O + CO 2 |
Kaikki hapot eivät reagoi samalla tavalla vuorovaikutuksessa metallien kanssa. Kemia (luokka 9) koulussa sisältää tällaisten reaktioiden erittäin pinnallisen tutkimuksen, mutta tälläkin tasolla väkevän typpi- ja rikkihapon erityisominaisuudet huomioidaan vuorovaikutuksessa metallien kanssa.
Hydroksidit: alkalit, amfoteeriset ja liukenemattomat emäkset
Oksidit, suolat, emäkset, hapot - kaikilla näillä aineluokilla on yhteinen kemiallinen luonne, mikä selittyy kidehilan rakenteella sekä atomien keskinäisellä vaikutuksella molekyylien koostumukseen. Jos oksideille oli kuitenkin mahdollista antaa hyvin tarkka määritelmä, niin hapoille ja emäksille se on vaikeampi tehdä.
Aivan kuten hapot, ED-teorian mukaan emäkset ovat aineita, jotka voivat hajota vesiliuoksessa metallikationeiksi Me n + ja hydroksoryhmien OH - anioneiksi.
- Liukoinen tai emäksinen (vahvat emäkset, jotka muuttuvat Muodostuvat ryhmien I, II metalleista. Esimerkki: KOH, NaOH, LiOH (eli vain pääalaryhmien alkuaineet otetaan huomioon);
- Heikosti liukeneva tai liukenematon (keskivahvuus, älä muuta indikaattoreiden väriä). Esimerkki: magnesiumhydroksidi, rauta (II), (III) ja muut.
- Molekyyli (heikot emäkset, vesipitoisessa väliaineessa ne hajoavat palautuvasti ionimolekyyleiksi). Esimerkki: N 2 H 4, amiinit, ammoniakki.
- Amfoteeriset hydroksidit (näyttävät kaksoisemäksisiä-happo-ominaisuuksia). Esimerkki: beryllium, sinkki ja niin edelleen.
Jokaista edustettua ryhmää opiskellaan koulun kemian kurssilla "Säätiöt"-osiossa. Kemialuokat 8-9 sisältävät yksityiskohtaisen alkalien ja niukkaliukoisten yhdisteiden tutkimuksen.
Pohjien tärkeimmät tunnusomaiset ominaisuudet
Kaikki emäkset ja heikosti liukenevat yhdisteet löytyvät luonnosta kiinteässä kiteisessä tilassa. Samaan aikaan niiden sulamispisteet ovat pääsääntöisesti alhaiset ja huonosti liukenevat hydroksidit hajoavat kuumennettaessa. Pohjaväri on erilainen. Jos alkalit ovat valkoisia, niukkaliukoisten ja molekyyliemästen kiteet voivat olla hyvin erivärisiä. Useimpien tämän luokan yhdisteiden liukoisuutta voidaan tarkastella taulukossa, joka esittää oksidien, emästen, happojen, suolojen kaavat, osoittaa niiden liukoisuuden.
Alkalit pystyvät muuttamaan indikaattoreiden väriä seuraavasti: fenolftaleiini - vadelma, metyylioranssi - keltainen. Tämä varmistetaan hydroksoryhmien vapaalla läsnäololla liuoksessa. Tästä syystä niukkaliukoiset emäkset eivät anna tällaista reaktiota.
Kunkin emäsryhmän kemialliset ominaisuudet ovat erilaiset.
| Kemiallisia ominaisuuksia | ||
| alkalit | niukkaliukoiset emäkset | Amfoteeriset hydroksidit |
I. Vuorovaikutus KO:n kanssa (yhteensä - suola ja vesi): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + vesi II. Vuorovaikutus happojen (suola ja vesi) kanssa: tavanomaiset neutralointireaktiot (katso hapot) III. Ole vuorovaikutuksessa AO:n kanssa suolan ja veden hydroksokompleksin muodostamiseksi: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O tai Na 2 IV. Vuorovaikuttavat amfoteeristen hydroksidien kanssa muodostaen hydroksokompleksisuoloja: Sama kuin AO:lla, vain ilman vettä V. Vuorovaikutus liukoisten suolojen kanssa muodostaen liukenemattomia hydroksideja ja suoloja: 3CsOH + rauta(III)kloridi = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Vuorovaikuttavat sinkin ja alumiinin kanssa vesiliuoksessa muodostaen suoloja ja vetyä: 2RbOH + 2Al + vesi = kompleksi hydroksidi-ionin kanssa 2Rb + 3H 2 | I. Kuumennettaessa ne voivat hajota: liukenematon hydroksidi = oksidi + vesi II. Reaktiot happojen kanssa (yhteensä: suola ja vesi): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + vesi III. Ole vuorovaikutuksessa KO:n kanssa: Me + n (OH) n + KO \u003d suola + H 2 O | I. Reagoi happojen kanssa muodostaen suolaa ja vettä: (II) + 2HBr = CuBr2 + vesi II. Reagoi alkalien kanssa: tulos - suola ja vesi (tila: fuusio) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d suola + 2H 2 O III. Ne reagoivat vahvojen hydroksidien kanssa: tuloksena on suoloja, jos reaktio tapahtuu vesiliuoksessa: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3 |
Nämä ovat emästen kemiallisimmat ominaisuudet. Emästen kemia on melko yksinkertainen ja noudattaa kaikkien epäorgaanisten yhdisteiden yleisiä lakeja.
Epäorgaanisten suolojen luokka. Luokittelu, fysikaaliset ominaisuudet
ED:n määräysten perusteella suoloja voidaan kutsua epäorgaanisiksi yhdisteiksi, jotka dissosioituvat vesiliuoksessa metallikationeiksi Me + n ja happotähteiden An n- anioneiksi. Joten voit kuvitella suolaa. Kemia antaa useamman kuin yhden määritelmän, mutta tämä on tarkin.
Samaan aikaan kaikki suolat jaetaan kemiallisen luonteensa mukaan:
- Hapan (sisältää vetykationin). Esimerkki: NaHSO4.
- Emäksinen (jossa on hydroksoryhmä). Esimerkki: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
- Väliaine (koostuu vain metallikationista ja happojäännöksestä). Esimerkki: NaCL, CaSO 4.
- Double (sisältää kaksi eri metallikationia). Esimerkki: NaAl(SO 4) 3.
- Kompleksi (hydroksokompleksit, vesikompleksit ja muut). Esimerkki: K 2 .
Suolojen kaavat heijastavat niiden kemiallista luonnetta ja puhuvat myös molekyylin laadullisesta ja kvantitatiivisesta koostumuksesta.
Oksideilla, suoloilla, emäksillä, hapoilla on erilainen liukoisuus, mikä näkyy vastaavassa taulukossa.
Jos puhumme suolojen aggregaatiotilasta, sinun on huomioitava niiden yhtenäisyys. Ne ovat olemassa vain kiinteässä, kiteisessä tai jauhemaisessa tilassa. Värimaailma on melko monipuolinen. Monimutkaisten suolojen liuoksilla on yleensä kirkkaat kylläiset värit.
Kemialliset vuorovaikutukset keskisuurten suolojen luokassa
Niillä on samanlaiset emästen, happojen ja suolojen kemialliset ominaisuudet. Oksidit, kuten olemme jo tarkastelleet, eroavat niistä jonkin verran tässä tekijässä.
Keskikokoisille suoloille voidaan erottaa yhteensä 4 vuorovaikutuksen päätyyppiä.
I. Vuorovaikutus happojen kanssa (vain voimakas ED:n suhteen) toisen suolan ja heikon hapon muodostuessa:
KCNS + HCL = KCL + HCNS
II. Reaktiot liukoisten hydroksidien kanssa, jolloin esiintyy suoloja ja liukenemattomia emäksiä:
CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 liukoinen suola + Cu(OH) 2 liukenematon emäs
III. Vuorovaikutus toisen liukoisen suolan kanssa liukenemattoman suolan ja liukoisen suolan muodostamiseksi:
PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL
IV. Reaktiot metallien kanssa, joka on sen vasemmalla puolella, joka muodostaa suolan EHRNM:ssä. Tässä tapauksessa reaktioon joutuva metalli ei saa normaaleissa olosuhteissa olla vuorovaikutuksessa veden kanssa:
Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag
Nämä ovat pääasialliset vuorovaikutustyypit, jotka ovat ominaisia keskiainesuoloille. Monimutkaisten, emäksisten, kaksois- ja happamien suolojen kaavat puhuvat puolestaan ilmenneiden kemiallisten ominaisuuksien spesifisyydestä.
Oksidien, emästen, happojen, suolojen kaavat heijastavat kaikkien näiden epäorgaanisten yhdisteiden luokkien edustajien kemiallista olemusta ja antavat lisäksi käsityksen aineen nimestä ja sen fysikaalisista ominaisuuksista. Siksi niiden kirjoittamiseen tulee kiinnittää erityistä huomiota. Valtava valikoima yhdisteitä tarjoaa meille yleisesti hämmästyttävän tieteen - kemian. Oksidit, emäkset, hapot, suolat - tämä on vain osa laajasta valikoimasta.
