Kemijske lastnosti bazičnih oksidov

Podrobno si lahko preberete o oksidih, njihovi razvrstitvi in ​​načinih priprave. .

1. Interakcija z vodo. Z vodo lahko reagirajo samo bazični oksidi, ki ustrezajo topnim hidroksidom (alkalijam). Alkalije tvorijo alkalijske kovine (litij, natrij, kalij, rubidij in cezij) in zemeljskoalkalijske kovine (kalcij, stroncij, barij). Oksidi drugih kovin ne reagirajo kemično z vodo. Magnezijev oksid pri vrenju reagira z vodo.

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

CuO + H 2 O ≠

2. Interakcija s kislinskimi oksidi in kislinami. Pri interakciji bazičnih oksidov s kislinami nastane sol te kisline in vode. Pri interakciji bazičnega oksida s kislim nastane sol:

bazični oksid + kislina = sol + voda

bazični oksid + kisli oksid = sol

Pri interakciji bazičnih oksidov s kislinami in njihovimi oksidi velja naslednje pravilo:

Vsaj eden od reagentov mora ustrezati močnemu hidroksidu (alkaliji ali močni kislini).

Z drugimi besedami, bazični oksidi, ki ustrezajo alkalijam, reagirajo z vsemi kislimi oksidi in njihovimi kislinami. Bazični oksidi, ki ustrezajo netopnim hidroksidom, reagirajo le z močnimi kislinami in njihovimi oksidi (N 2 O 5, NO 2, SO 3 itd.).

3. Interakcija z amfoternimi oksidi in hidroksidi.

Pri interakciji bazičnih oksidov z amfoternimi nastanejo soli:

bazični oksid + amfoterni oksid = sol

Med fuzijo medsebojno delujejo z amfoternimi oksidi le bazični oksidi, ki ustrezajo alkalijam . To ustvarja sol. Kovina v soli prihaja iz bolj bazičnega oksida, kislinski ostanek iz bolj kislega. V tem primeru amfoterni oksid tvori kislinski ostanek.

K 2 O + Al 2 O 3 → 2KAlO 2

CuO + Al 2 O 3 ≠ (reakcija ne pride, ker je Cu(OH) 2 netopen hidroksid)

(za določitev kislega ostanka dodamo molekulo vode formuli amfoternega ali kislega oksida: Al 2 O 3 + H 2 O = H 2 Al 2 O 4 in dobljene indekse delimo na polovico, če je oksidacijsko stanje element je lih: HAlO 2. Rezultat je aluminatni ion AlO 2 - Naboj iona je mogoče zlahka določiti s številom pritrjenih vodikovih atomov - če obstaja 1 atom vodika, bo naboj aniona -1 , če sta vodika 2, potem -2 itd.).

Amfoterni hidroksidi pri segrevanju razpadejo, zato dejansko ne morejo reagirati z bazičnimi oksidi.

4. Interakcija bazičnih oksidov z reducenti.

Tako so nekateri kovinski ioni oksidanti (bolj kot so v nizu napetosti desno, tem močnejši). Pri interakciji z redukcijskimi sredstvi preidejo kovine v oksidacijsko stanje 0.

4.1. Redukcija s premogom ali ogljikovim monoksidom.

Ogljik (premog) reducira iz oksidov samo kovine, ki se nahajajo v nizu aktivnosti za aluminijem. Reakcija se pojavi samo pri segrevanju.

FeO + C → Fe + CO

Ogljikov monoksid prav tako reducira iz oksidov samo kovine, ki se nahajajo za aluminijem v elektrokemični seriji:

Fe 2 O 3 + CO → Al 2 O 3 + CO 2

CuO + CO → Cu + CO 2

4.2. Redukcija z vodikom .

Vodik reducira iz oksidov samo kovine, ki se nahajajo v nizu aktivnosti desno od aluminija. Reakcija z vodikom poteka le v težkih pogojih - pod pritiskom in segrevanjem.

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

4.3. Redukcija z bolj aktivnimi kovinami (v talini ali raztopini, odvisno od kovine)

V tem primeru bolj aktivne kovine izpodrivajo manj aktivne. To pomeni, da se mora kovina, dodana oksidu, nahajati levo v nizu aktivnosti kot kovina iz oksida. Reakcije običajno nastanejo pri segrevanju.

Na primer , Cinkov oksid reagira z aluminijem:

3ZnO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Zn

vendar ne deluje z bakrom:

ZnO + Cu ≠

Redukcija kovin iz oksidov z uporabo drugih kovin je zelo pogost postopek. Za obnovo kovin se pogosto uporabljata aluminij in magnezij. Toda alkalijske kovine za to niso zelo primerne - so preveč kemično aktivne, kar povzroča težave pri delu z njimi.

Na primer, cezij eksplodira v zraku.

Aluminotermija– je redukcija kovin iz oksidov z aluminijem.

Na primer : aluminij reducira bakrov (II) oksid iz oksida:

3CuO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Cu

Magnetermija- To je redukcija kovin iz oksidov z magnezijem.

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

4.4. Redukcija z amoniakom.

Z amoniakom lahko reduciramo samo okside neaktivnih kovin. Reakcija se pojavi le pri visokih temperaturah.

Na primer , amoniak reducira bakrov (II) oksid:

3CuO + 2NH 3 → 3Cu + 3H 2 O + N 2

5. Interakcija bazičnih oksidov z oksidanti.

Pod vplivom oksidantov lahko nekateri bazični oksidi (v katerih lahko kovine povečajo oksidacijsko stanje, na primer Fe 2+, Cr 2+, Mn 2+ itd.) delujejo kot reducenti.

Na primer ,Železov (II) oksid lahko oksidiramo s kisikom v železov (III) oksid:

4FeO + O 2 → 2Fe 2 O 3

Oksidi so kompleksne snovi, sestavljene iz dveh elementov, od katerih je eden kisik. Oksidi lahko tvorijo soli in ne tvorijo soli: ena vrsta oksidov, ki tvorijo soli, so bazični oksidi. Kako se razlikujejo od drugih vrst in kakšne so njihove kemijske lastnosti?

Solotvorne okside delimo na bazične, kisle in amfoterne okside. Če bazični oksidi ustrezajo bazam, potem kisli oksidi ustrezajo kislinam, amfoterni oksidi pa amfoternim tvorbam. Amfoterni oksidi so tiste spojine, ki lahko glede na pogoje kažejo bazične ali kisle lastnosti.

riž. 1. Razvrstitev oksidov.

Fizikalne lastnosti oksidov so zelo raznolike. Lahko so bodisi plini (CO 2), trdne snovi (Fe 2 O 3) ali tekoče snovi (H 2 O).

Vendar pa je večina bazičnih oksidov trdnih snovi različnih barv.

okside, v katerih elementi izkazujejo največjo aktivnost, imenujemo višji oksidi. Vrstni red povečanja kislih lastnosti višjih oksidov ustreznih elementov v obdobjih od leve proti desni je razložen s postopnim povečanjem pozitivnega naboja ionov teh elementov.

Kemijske lastnosti bazičnih oksidov

Bazični oksidi so oksidi, ki jim ustrezajo baze. Na primer, osnovni oksidi K 2 O, CaO ustrezajo bazam KOH, Ca (OH) 2.

riž. 2. Bazični oksidi in njim ustrezne baze.

Bazične okside tvorijo tipične kovine, pa tudi kovine spremenljive valence v najnižjem oksidacijskem stanju (na primer CaO, FeO), reagirajo s kislinami in kislinskimi oksidi, pri čemer tvorijo soli:

CaO (bazični oksid) + CO 2 (kisli oksid) = CaCO 3 (sol)

FeO (bazični oksid)+H 2 SO 4 (kislina)=FeSO 4 (sol)+2H 2 O (voda)

Bazični oksidi reagirajo tudi z amfoternimi oksidi, pri čemer nastane sol, na primer:

Z vodo reagirajo samo oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin:

BaO (bazični oksid)+H 2 O (voda)=Ba(OH) 2 (baza zemeljskoalkalijske kovine)

Številni osnovni oksidi se ponavadi reducirajo v snovi, ki so sestavljene iz atomov enega kemičnega elementa:

3CuO+2NH3 =3Cu+3H2O+N2

Pri segrevanju se razgradijo samo oksidi živega srebra in plemenitih kovin:

riž. 3. Živosrebrov oksid.

Seznam glavnih oksidov:

To so kompleksne snovi, sestavljene iz dveh kemičnih elementov, od katerih je eden kisik z oksidacijskim stanjem (-2). Splošna formula oksidov: EmOn, Kje m- število atomov elementa E, A n- število atomov kisika. Oksidi so lahko trdni (pesek SiO 2, sorte kremena), tekoči (vodikov oksid H 2 O), plinasti (ogljikovi oksidi: ogljikov dioksid CO 2 in ogljikov dioksid).

Nomenklatura kemičnih spojin se je razvijala z nabiranjem dejanskega materiala. Sprva, čeprav je bilo število znanih spojin majhno, so bile široko uporabljene trivialna imena, ne odraža sestave, strukture in lastnosti snovi, - rdeči svinec Pb 3 O 4, litharge PHO, magnezijev oksid MgO, železna lestvica Fe 3 O 4, smejalni plin N 2 O, beli arzen Kot 2 O 3 Trivialno nomenklaturo je zamenjal z polsistematsko nomenklatura - ime je vsebovalo navedbo števila atomov kisika v spojini: dušikov- za nižje, oksid- za višja oksidacijska stanja; anhidrid- za kisle okside.

Trenutno je prehod na sodobno nomenklaturo skoraj končan. Po navedbah mednarodni nomenklaturo, v naslovu oksid, treba je navesti valenco elementa; na primer SO 2 - žveplov (IV) oksid, SO 3 - žveplov (VI) oksid, CrO - kromov (II) oksid, Cr 2 O 3 - kromov (III) oksid, CrO 3 - kromov (VI) oksid.

Glede na kemijske lastnosti delimo okside na: ki tvorijo sol in ne tvorijo soli.

Ne tvori soli To so oksidi, ki ne reagirajo z alkalijami ali kislinami in ne tvorijo soli. Malo jih je in vsebujejo nekovine.

Tvorjenje soli To so oksidi, ki reagirajo s kislinami ali bazami, da tvorijo sol in vodo.

Med ki tvorijo sol oksidi razlikujejo med oksidi bazična, kisla, amfoterna.

Bazični oksidi- to so oksidi, ki ustrezajo bazam. Na primer: CuO ustreza bazi Cu(OH) 2, Na 2 O - bazi NaOH, Cu 2 O - CuOH itd.

Tipične reakcije bazičnih oksidov

1. Bazični oksid + kislina = sol + voda (izmenjevalna reakcija):

2. Bazični oksid + kisli oksid = sol (reakcija spojine):

3. Bazični oksid + voda = alkalija (reakcija spojine):

Kislinski oksidi so tisti oksidi, ki ustrezajo kislinam. To so nekovinski oksidi: N 2 O 5 ustreza HNO 3, SO 3 - H 2 SO 4, CO 2 - H 2 CO 3, P 2 O 5 - H 4 PO 4 kot tudi kovinski oksidi z visokimi oksidacijskimi stopnjami. : Cr 2 + 6 O 3 ustreza H 2 CrO 4, Mn 2 + 7 O 7 - HMnO 4.

Tipične reakcije kislinskih oksidov

1. Kislinski oksid + baza = sol + voda (izmenjevalna reakcija):

2. Kislinski oksid + bazična oksidna sol (reakcija spojine):

3. Kislinski oksid + voda = kislina (reakcija spojine):

Takšna reakcija je možna samo, če je kislinski oksid topen v vodi.

Amfoterično imenujemo oksidi, ki glede na pogoje kažejo bazične ali kisle lastnosti. To so ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, V 2 O 5.

Amfoterni oksidi se ne vežejo neposredno z vodo.

Tipične reakcije amfoternih oksidov

1. Amfoterni oksid + kislina = sol + voda (izmenjevalna reakcija):

2. Amfoterni oksid + baza = sol + voda ali kompleksna spojina:

Bazični oksidi. TO glavni vključiti oksidi tipičnih kovin, Ustrezajo hidroksidom, ki imajo lastnosti baz.

Priprava bazičnih oksidov

Oksidacija kovin pri segrevanju v atmosferi kisika.

2Mg + O2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

Metoda ni uporabna za proizvodnjo oksidov alkalijskih kovin. Pri reakciji s kisikom alkalijske kovine običajno tvorijo perokside, zato je okside Na 2 O, K 2 O težko dobiti.

Sulfidno praženje

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2

4FeS 2 + 110 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Metoda ni uporabna za sulfide aktivnih kovin, ki oksidirajo v sulfate.

Razgradnja hidroksida

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

toTa metoda ne more proizvesti oksidov alkalijskih kovin.

Razgradnja soli kislin, ki vsebujejo kisik.

BaCO 3 = BaO + CO 2

2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4N0 2 + O 2

4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

Nitrati in karbonati, vključno z bazičnimi solmi, se zlahka razgradijo.

2 CO 3 = 2ZnO + CO 2 + H 2 O

Priprava kislinskih oksidov

Kisle okside predstavljajo oksidi nekovin ali prehodnih kovin v visokih oksidacijskih stopnjah. Lahko jih pridobimo z metodami, podobnimi metodam bazičnih oksidov, na primer:

1. 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2. 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
3. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O
4. Na 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O

Pri preučevanju kemijskih lastnosti vode ste izvedeli, da številni oksidi (oksidi) nekovin pri reakciji z vodo tvorijo kisline, na primer:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 + Q

Nekateri kovinski oksidi pri interakciji z vodo tvorijo baze (alkalije), na primer:

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 + Q

Vendar lastnost oksidov, da reagirajo z vodo, ni skupna vsem snovem tega razreda. Številni oksidi, kot so silicijev dioksid SiO 2, ogljikov monoksid CO, dušikov oksid NO, bakrov oksid CuO, železov oksid Fe 2 O 3 itd., ne delujejo z vodo.

Interakcija oksidov s kislinami

Veste, da nekateri kovinski oksidi reagirajo s kislinami, da tvorijo sol in vodo, na primer:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

Interakcija oksidov z bazami

Nekateri oksidi (ogljikov dioksid CO 2, žveplov dioksid SO 2, anhidrid fosforjeve kisline P 2 O 5 itd.) Ne reagirajo s kislinami, da tvorijo sol in vodo. Ugotovimo: ali delujejo z bazami?

Suho bučko napolnimo z ogljikovim dioksidom in vanjo vlijemo kavstično sodo NaOH. Bučko zapremo z gumijastim zamaškom, vanj vtaknjeno stekleno cevko, na prostem koncu pa gumijasto cevko s spono. Ko se bučke dotaknemo z roko, začutimo, da se steklo segreje. Na notranjih stenah bučke so se pojavile kapljice vode. Vse to so znaki kemične reakcije. Če je ogljikov dioksid reagiral s kavstično sodo, lahko domnevamo, da je v bučki nastal vakuum. Če želite to preveriti, potem ko se bučka ohladi na sobno temperaturo, spustite konec gumijaste cevi naprave v kristalizator z vodo in odprite objemko. Voda bo hitro stekla v bučko. Naša domneva o vakuumu v bučki je bila potrjena - ogljikov dioksid medsebojno deluje s kavstično sodo. Eden od produktov reakcije je voda. Kakšna je sestava nastale trdne snovi?

NaOH + CO 2 = H 2 O + ? +Q

Znano je, da ogljikov dioksid ustreza oksidu (oksidu) hidratu - ogljikovi kislini H 2 CO 3. Trdna snov, ki nastane v bučki, je sol ogljikove kisline - natrijev karbonat Na 2 CO 3.

Za tvorbo molekule natrijevega karbonata sta potrebni dve molekuli natrijevega hidroksida:

2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O + Q

Ko je ogljikov dioksid reagiral s kavstično sodo, je nastala sol natrijev karbonat Na 2 CO 3 in voda.

Poleg ogljikovega dioksida obstaja veliko več oksidov (SO 2, SO 3, SiO 2, P 2 O 5 itd.), ki reagirajo z alkalijami in tvorijo sol in vodo.

V naravi poznamo tri razrede anorganskih kemičnih spojin: soli, hidrokside in okside. Prve so spojine kovinskega atoma s kislinskim ostankom, na primer CI-. Slednje delimo na kisline in baze. Molekule prvega od njih so sestavljene iz kationov H + in kislinskega ostanka, na primer SO 4 -. Baze vsebujejo kovinski kation, na primer K+, in anion v obliki hidroksilne skupine OH-. In oksidi se glede na njihove lastnosti delijo na kisle in bazične. O slednjem bomo govorili v tem članku.

Opredelitev

Osnovni oksidi so snovi, sestavljene iz dveh kemičnih elementov, od katerih je eden nujno kisik, drugi pa je kovina. Ko snovem te vrste dodamo vodo, nastanejo baze.

Kemijske lastnosti bazičnih oksidov

Snovi tega razreda so sposobne predvsem reagirati z vodo, pri čemer nastane baza. Na primer, lahko podamo naslednjo enačbo: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2.

Reakcije s kislinami

Če bazične okside zmešamo s kislinami, lahko dobimo soli in vodo. Na primer, če kalijevemu oksidu dodate kloridno kislino, dobite kalijev klorid in vodo. Reakcijska enačba bo videti takole: K 2 O + 2 HCI = 2 KI + H 2 O.

Interakcija s kislinskimi oksidi

Te vrste kemičnih reakcij vodijo do tvorbe soli. Na primer, če kalcijevemu oksidu dodate ogljikov dioksid, dobite kalcijev karbonat. To reakcijo lahko izrazimo v obliki naslednje enačbe: CaO + CO 2 = CaCO 3. Do tovrstne kemične interakcije lahko pride le pod vplivom visoke temperature.

Amfoterni in bazični oksidi

Te snovi lahko tudi medsebojno delujejo. To se zgodi, ker imajo prvi tako lastnosti kislih kot bazičnih oksidov. Kot rezultat takih kemičnih interakcij nastanejo kompleksne soli. Kot primer podajamo enačbo za reakcijo, ki nastane, ko se kalijev oksid (bazični) zmeša z aluminijevim oksidom (amfoternim): K 2 O + AI 2 O 3 = 2KAIO 2. Nastala snov se imenuje kalijev aluminat. Če zmešate iste reagente, dodate pa tudi vodo, bo reakcija potekala takole: K 2 O + AI 2 O 3 + 4H 2 O = 2K. Snov, ki nastane, se imenuje kalijev tetrahidroksialuminat.

Fizične lastnosti

Različni bazični oksidi se med seboj močno razlikujejo po fizikalnih lastnostih, vendar so vsi v osnovi v normalnih pogojih v trdnem agregatnem stanju in imajo visoko tališče.

Oglejmo si vsako kemično spojino posebej. Kalijev oksid je videti kot svetlo rumena trdna snov. Topi se pri temperaturi +740 stopinj Celzija. Natrijev oksid je brezbarven kristal. Pretvorijo se v tekočino pri temperaturi +1132 stopinj. Kalcijev oksid predstavljajo beli kristali, ki se talijo pri +2570 stopinjah. Železov dioksid je videti kot črn prah. Tekoče stanje prevzame pri temperaturi +1377 stopinj Celzija. Magnezijev oksid je podoben kalcijevi spojini - prav tako so beli kristali. Topi se pri +2825 stopinjah. Litijev oksid je prozoren kristal s tališčem +1570 stopinj. Ta snov je zelo higroskopična. Barijev oksid izgleda enako kot prejšnja kemična spojina, temperatura, pri kateri prevzame tekoče stanje, je nekoliko višja - +1920 stopinj. Živosrebrov oksid je oranžno rdeč prah. Pri temperaturi +500 stopinj Celzija se ta kemikalija razgradi. Kromov oksid je temno rdeč prah z enakim tališčem kot litijeva spojina. Cezijev oksid ima enako barvo kot živo srebro. Razpade, ko je izpostavljen sončni energiji. Nikljev oksid so zeleni kristali, ki se spremenijo v tekočino pri temperaturi +1682 stopinj Celzija. Kot lahko vidite, imajo fizikalne lastnosti vseh snovi v tej skupini veliko skupnih lastnosti, čeprav imajo nekatere razlike. Bakrov (bakrov) oksid je videti kot črni kristali. V tekoče agregatno stanje preide pri temperaturi +1447 stopinj Celzija.

Kako se proizvajajo kemikalije tega razreda?

Bazične okside lahko proizvedemo z reakcijo kovine s kisikom pri visoki temperaturi. Enačba za to interakcijo je naslednja: 4K + O 2 = 2K 2 O. Drugi način za pridobivanje kemičnih spojin tega razreda je razgradnja netopne baze. Enačbo lahko zapišemo takole: Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O. Za izvedbo tovrstne reakcije so potrebni posebni pogoji v obliki visokih temperatur. Poleg tega pri razpadu nekaterih soli nastajajo tudi bazični oksidi. Primer je naslednja enačba: CaCO 3 = CaO + CO 2. Tako je nastal tudi kislinski oksid.

Uporaba bazičnih oksidov

Kemične spojine te skupine se pogosto uporabljajo v različnih panogah. Nato bomo razmislili o uporabi vsakega od njih. Aluminijev oksid se uporablja v zobozdravstvu za izdelavo zobnih protez. Uporablja se tudi pri izdelavi keramike. Kalcijev oksid je ena od komponent, vključenih v proizvodnjo apneno-peščene opeke. Deluje lahko tudi kot ognjeodporen material. V prehrambeni industriji je to aditiv E529. Kalijev oksid - ena od sestavin mineralnih gnojil za rastline, natrij - se uporablja v kemični industriji, predvsem pri proizvodnji hidroksida iste kovine. Magnezijev oksid se uporablja tudi v prehrambeni industriji kot dodatek pod številko E530. Poleg tega je zdravilo proti povečani kislosti želodčnega soka. Barijev oksid se uporablja v kemičnih reakcijah kot katalizator. Železov dioksid se uporablja pri proizvodnji litega železa, keramike in barv. Je tudi barvilo za živila številka E172. Nikljev oksid daje steklu zeleno barvo. Poleg tega se uporablja pri sintezi soli in katalizatorjev. Litijev oksid je ena od komponent pri proizvodnji nekaterih vrst stekla, povečuje trdnost materiala. Cezijeva spojina deluje kot katalizator za določene kemične reakcije. Bakrov oksid, tako kot nekateri drugi, najde svojo uporabo pri izdelavi posebnih vrst stekla, pa tudi za proizvodnjo čistega bakra. Pri proizvodnji barv in emajlov se uporablja kot pigment, ki daje modro barvo.

Snovi tega razreda v naravi

V naravnem okolju se kemične spojine te skupine nahajajo v obliki mineralov. To so predvsem kisli oksidi, pojavljajo pa se tudi med drugimi. Na primer, aluminijeva spojina je korund.

Odvisno od nečistoč, ki so v njem, je lahko različnih barv. Med različicami, ki temeljijo na AI 2 O 3, lahko ločimo rubin, ki ima rdečo barvo, in safir, mineral, ki ima modro barvo. Isto kemikalijo lahko najdemo tudi v naravi v obliki aluminijevega oksida. Spojina bakra s kisikom se v naravi pojavlja v obliki minerala tenorit.

Zaključek

Kot zaključek lahko rečemo, da imajo vse snovi, obravnavane v tem članku, podobne fizikalne in podobne kemijske lastnosti. Svojo uporabo najdejo v številnih panogah – od farmacevtske do prehrambene.