Помощь по Теле2, тарифы, вопросы

2. Классификация, получение и свойства оксидов

Из бинарных соединений наиболее известны оксиды. Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород, имеющий степень окисления -2. По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные) . Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Названия оксидов образуются с применением слова «оксид» и русского названия элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами валентности элемента, например: SO 2 - оксид серы (IV ), SO 3 - оксид серы (VI ), CrO - оксид хрома (II ), Cr 2 O 3 - оксид хрома (III ).

2.1. Основные оксиды

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей.

К основным оксидам относятся оксиды типичных металлов , им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований (основные гидроксиды), причем степень окисления элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду, например,

Получение основных оксидов

1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

2Mg + O 2 = 2MgO,

2Cu + O 2 = 2CuO.

Этот метод неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды и супероксиды, и только литий, сгорая, образует оксид Li 2 O .

2. Обжиг сульфидов:

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

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

Метод неприменим для сульфидов активных металлов , окисляющихся до сульфатов.

3. Разложение гидроксидов (при высокой температуре):

С u (OH ) 2 = CuO + H 2 O .

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот (при высокой температуре):

ВаСО 3 = ВаО + СО 2 ,

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

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

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

(ZnOH) 2 CO 3 = 2ZnO +CO 2 + H 2 O.

Свойства основных оксидов

Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О —2 , поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

1. Большинство основных оксидов не распадаются при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

2HgO = 2Hg + O 2 ,

2Ag 2 O = 4Ag + O 2 .

2. Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

BaO + SiO 2 = BaSiO 3 ,

MgO + Al 2 O 3 = Mg(AlO 2) 2 ,

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O.

3. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания (основные гидроксиды). Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Li 2 O + H 2 O = 2 LiOH ,

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

Исключение составляет оксид магния MgO . Из него нельзя получить гидроксид магния Mg (OH ) 2 при взаимодействии с водой.

4. Как и все другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

Fe 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Fe,

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O,

4 FeO + O 2 = 2 Fe 2 O 3 .

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом. Многие простые вещества при нагревании на воздухе или в кислороде сгорают, образуя соответствующие оксиды:

2 Мо + 3 О2 = 2 МоО3

4 Р + 5 О2 = 2 Р2О5.

2. Разложение оснований. Некоторые основания при нагревании теряют воду, превращаясь в оксиды металлов:

Ва(ОН)2 = ВаО + Н2О

2AI(OH)3 = AI2O3 + 3 H2O.

Реакции протекают с различной степенью лёгкости. Так, образование оксида ртути и оксида серебра из гидроксидов этих металлов происходит уже при комнатной температуре:

Hg(OH)2 = HgO + H2O

2 AgOH = Ag2O + H2O.

Напротив, гидроксид натрия можно перегнать при 1390 °С, без разложения.

3. Разложение кислот. Кислородсодержащие кислоты при нагревании теряют воду, превращаясь в кислотные оксиды:

Н4SiO4 = SiO2 + 2 H2O­

4 HNO3 = 4 NO2­ + 2 H2O­ + O2­.

Иногда можно достичь удаление воды из кислородсодержащих кислот действием на них водоотнимающих средств:

2 HCIO4 + P2O5 = 2 HPO3 + CI2O7

2 HNO3 + P2O5 = 2 HPO3 + N2O5

Некоторые кислоты самопроизвольно теряют воду даже при низких температурах:

H2CO3 = H2O + CO2­

H2SO3 = H2O + SO2­.

4. Разложение солей. Подавляющее большинство солей кислородсодержащих кислот при нагревании разлагается на оксид металла и кислотный оксид:

СаСО3 = СаО + СО2­

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3 SO3­

2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2­ + O2­.

Если оксид металла термически неустойчив, то вместо оксида образуется свободный металл:

2 Ag2CO3 = 4 Ag + 2 CO2­ + O2­

Hg(NO3)2 = Hg + 2 NO2­ + O2­.

Cоли щелочных металлов отличаются высокой термической устойчивостью. Если они при нагревании всё же разлагаются, то оксиды при этом, как правило, не образуются:

2 KNO3 = 2 KNO2 + O2­

2 KCIO3 = 2 KCI + 3 O2­.

5. Разложение оксидов. Если элемент имеет переменную валентность, то его оксид с меньшим содержанием кислорода можно получить нагреванием оксида, в котором элемент проявляет более высокую степень окисления:

2 SO3 = 2 SO2 + O2

2 N2O5 = 2 NO2 + O2

4 CrO3 = 2Cr2O3 + 3 O2­.

И наоборот, высшие оксиды иногда удаётся получить окислением низших:

2 СО + О2 = 2 СО2

6 PbO + O2 = 2 Pb3O4

P2O3 + O2 = P2O5.

6. Вытеснение одних оксидов другими. Эта реакция может быть применена для получения более летучих оксидов вытеснением их менее летучими:

СаСО3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2­

CoSO4 + B2O3 = Co(BO2)2 + SO3­.

Реакции протекают при высокой температуре и основаны на том, что сесквиоксид бора и диоксид кремния нелетучи и при нагревании вытесняют более летучие: диоксид углерода и триоксид серы.

7. Взаимодействие кислот, обладающих окислительными свойствами, с металлами и неметаллами. Азотная и концентрированная серная кислоты при действии восстановителей образуют оксиды, в которых азот и сера проявляют более низкую степень окисления, чем в исходных кислотах.

Cu + 4 HNO3 = Cu(NO­3)2 + 2 NO2­ + 2 H2O

C + 2 H2SO4 = CO2­ + 2 SO2­ + 2 Н2O.

Пероксиды.

Некоторые соединения металлов с кислородом по химическим свойствам существенно отличаются от обычных оксидов. Так, соединения Na2O2, BaO2, ZnO2 состоят из металла и кислорода, но являются не оксидами, а солями пероксида водорода и поэтому называются пероксидами. У пероксидов связанные друг с другом атомы кислорода образуют не очень прочную пероксидную группу -О-О-. Поэтому при действии кислот на пероксиды металлов наряду с солями образуется кислород:

2 ½ + 2 H2SO4 = 2 Na2SO4 + 2 H2O + O2­

2 BaO2 + 4 HNO3 = 2 Ba(NO3)2 + 2 H2O + O2­.

Смешанные оксиды.

Соединения Pb2O3, Mn3O4, Fe3O4 иногда называют двойными или смешанными оксидами. Их можно также рассматривать как соли: Pb2O3 º PbPbO3 - плюмбат свинца (соль свинцовой кислоты H2PbO3); Mn3O4 º Mn2MnO4 - манганит марганца (соль H4MnO4); Fe3O4 º Fe(FeO2)2 - феррит железа (II) (соль НFeO2). Следовательно, в состав молекулы смешанного оксида входят атомы одного элемента в различных степенях окисления.

Соединения оксидов с водой называют гидратами оксидов. Присоединение оксидом воды не приводит к коренному изменению его химического характера, поэтому гидраты основных оксидов проявляют основные свойства, гидраты амфотерных оксидов - амфотерные, а гидраты кислотных оксидов имеют кислотные свойства.

Сегодня мы начинаем знакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганические вещества по составу делятся, как вы уже знаете, на простые и сложные.

Сложные неорганические вещества подразделяют на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Мы начинаем с класса оксидов.

ОКСИДЫ

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, с валентность равной 2. Лишь один химический элемент - фтор, соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF 2 .
Называются они просто - "оксид + название элемента" (см. таблицу). Если валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой, заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.

Классификация оксидов

Все оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие или безразличные.

1). Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксиды металлов 1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II (кроме ZnO - оксид цинка и BeO – оксид берилия):

2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII (Например, CrO 3 -оксид хрома (VI), Mn 2 O 7 - оксид марганца (VII)):

3). Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. К ним относятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп с валентностью III , иногда IV , а также цинк и бериллий (Например, BeO , ZnO , Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 ).

4). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II (Например, N 2 O , NO , CO ).

Вывод:характер свойств оксидов в первую очередь зависит от валентности элемента.

Например, оксиды хрома:

CrO ( II - основный);

Cr 2 O 3 ( III - амфотерный);

CrO 3 ( VII - кислотный).

Классификация оксидов

(по растворимости в воде)

Выполните задания:

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.

NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.

2. Даны вещества : 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

Получение оксидов

Тренажёр "Взаимодействие кислорода с простыми веществами"

Физические свойства оксидов

При комнатной температуре большинство оксидов - твердые вещества (СаО, Fe 2 O 3 и др.), некоторые - жидкости (Н 2 О, Сl 2 О 7 и др.) и газы (NO, SO 2 и др.).

Химические свойства оксидов

Применение оксидов

Некоторые оксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 O = Ca ( OH ) 2

В результате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H 2 SO 4 – серная кислота, Са(ОН) 2 – гашеная известь и т.д.

Если оксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство. Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO практически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных осадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид при изготовлении косметических кремов, пудры. Фармацевты делают из него вяжущий и подсушивающий порошок для наружного применения.

Такими же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO 2 . Он тоже имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO 2 не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической посуды.

Оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 – очень прочные кристаллы темно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr 2 O 3 используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования “Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировки оптики, металлических изделий, в ювелирном деле.

Задания для закрепления

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.

NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.

2. Даны вещества : 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

Выберите из перечня: основные оксиды, кислотные оксиды, безразличные оксиды, амфотерные оксиды и дайте им названия .

3. Закончите УХР, укажите тип реакции, назовите продукты реакции

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO 3 =

NaOH + P 2 O 5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH) 2 = ? + ?

4. Осуществите превращения по схеме:

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

Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор , который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.

Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.

Классификация оксидов

Все оксиды, по способности образовать соли, можно разделить на две группы:

1. Солеобразующие оксиды (CO 2 , N 2 O 5 ,Na 2 O, SO 3 и т. д.)
2. Несолеобразующие оксиды(CO, N 2 O,SiO, NO и т. д.)

В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:

• Основные оксиды — (Оксиды металлов — Na 2 O, CaO, CuO и т д)
• Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления V-VII — Mn 2 O 7 ,CO 2 , N 2 O 5 , SO 2 , SO 3 и т д)
• (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)

Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты . Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания , которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность .

CO 2 – оксид углерода (IV)

N 2 O 3 – оксид азота (III)

Физические свойства оксидов

Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н 2 О), так и газами (СО 2 , SO 3) или твёрдыми веществами (Al 2 O 3 , Fe 2 O 3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н 2 О, СО) и белой (ZnO, TiO 2) до зелёной (Cr 2 O 3) и даже чёрной (CuO).

• Основные оксиды

Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:

• Кислотные оксиды

Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:

Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:

Получение оксидов

Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.

Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований:Взаимодействие некоторых металлов с водой:

Применение оксидов

Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO 3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.

Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

Оксид кремния SiO 2 является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr 2 O 3 применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).

Оксид углерода CO 2 , который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.

2.1. ОКИСЛЕНИЕ МЕТАЛЛОВ И НЕМЕТАЛЛОВ КИСЛОРОДОМ

4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Cu + O2 = 2CuO - черный на проволоке

в пламени

2Ba + O 2 = 2BaO 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2C + O 2 = 2CO Si + O 2 = SiO 2 (1300 о С)

4P + 3O 2 = 2P 2 O 3 S + O 2 = SO 2 ─ сернистых газ;

SO 3 не получается

N 2 + O 2 =2NO (3000 о С) С + O 2 = CO 2

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ─ 4Сr +3O 2 = 2Cr 2 O 3 ─ зеленый

горение железа на воздухе, железная окалина, магнитный железняк, черного цвета.

Кислород не реагирует с галогенами (кроме фтора), серебром, золотом, платиной.

Щелочные металлы, кроме лития, образуют с кислородом не оксиды, а пероксиды и надпероксиды: Na 2 O 2 , KO 2

2.2. ГОРЕНИЕ (ОБЖИГ) СУЛЬФИДОВ, ФОСФИДОВ, ВОДОРОДНЫХ СОЕДИНЕНИЙ

При горении вещества образуются высшие оксиды элементов данного вещества, кроме азота. При горении азотсодержащих веществ без катализатора образуется простое вещество N 2 .

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

4NH 3 +5O 2 = кat 4NO + 6H 2 O 2PH 3 + 4O 2 = 2P 2 O 5 + 6H 2 O

CS 2 + 3О 2 = CO 2 + 2SO 2 CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

2Ca 3 P 2 + 8O 2 = 6CaO + P 4 O 10

2.3. РАЗЛОЖЕНИЕ ОСНОВАНИЙ

Гидроксиды щелочных металлов не разлагаются до плавления, остальные разлагаются на оксид и воду при нагревании.

Неустойчивые основания распадаются без нагревания:

2AgOH = Ag 2 O + H 2 O 2CuOH = Cu 2 O + H 2 O

(оксид серебра ─ красно-коричневый, гидроксид меди (I) ─ желтый, оксид меди (I) ─ красный)

2.4. ОТНЯТИЕ ВОДЫ ОТ КИСЛОТЫ ВОДООТНИМАЮЩИМИ ВЕЩЕСТВАМИ: P 2 O 5 , H 2 SO 4 конц.

2HNO 3 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + N 2 O 5

2HClO = Cl 2 O + H 2 O

Так получают оксиды: CrO 3 , Mn 2 O 7 , Cl 2 O 7 и др.из соответствующих кислот.

Серная концентрированная кислота может вытеснить более летучую кислоту из твердой соли и одновременно отнять воду:

2KMnO4 + H2SO4 =K2SO4 + Mn2O7 + H2O

2KClO4 + H2SO4 = K2SO4 + Cl2O7 + H2O

2.5. РАЗЛОЖЕНИЕ КИСЛОТ ПРИ НАГРЕВАНИИ, ОБЛУЧЕНИИ, ДЛИТЕЛЬНОМ ХРАНЕНИИ

1. Без изменения степени окисления:

H 2 SiO 3 =t SiO 2 + H 2 O H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O

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

2. С изменением степени окисления:

4HMnO 4 = 4MnO 2 + 3O 2 + 2H 2 O

2.6. ВЫТЕСНЕНИЕ БОЛЕЕ ЛЕТУЧЕГО ОКСИДА ИЗ КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ СОЛИ

Na 2 CO 3 + SiO 2 =t Na 2 SiO 3 + CO 2 Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 =t 3CaSiO 3 + 2P 2 O 5

2.7. РАЗЛОЖЕНИЕ ОКСИДОВ ПРИ НАГРЕВАНИИ С ПОНИЖЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

Mn 2 O 7 = Mn 2 O 3 +2O 2 2SO 3 = 2SO 2 +O 2 4CuO = 2Cu 2 O + O 2

6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2 2Fe 3 O 4 = 6FeO + O 2 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2

P 2 O 5 не разлагается

2.8. ОКИСЛЕНИЕ КИСЛОРОДОМ С ПОВЫШЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

6FeO + O 2 = 2Fe 3 O 4 2FeO + 3/2O 2 = Fe 2 O 3 4Fe 3 O 4 + O 2 = 6Fe 2 O 3

2NO + O 2 = 2NO 2 (быстрая реакция)

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 (только с катализатором и t)

2.9. ВОССТАНОВЛЕНИЕ МЕТАЛЛОМ С ПОНИЖЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

Fe 2 O 3 + Fe =3FeO Fe 3 O 4 + Fe =4FeO CuO + Cu = Cu 2 O

Или неполное восстановление металла из оксида

Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 2Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2.10. ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДОВ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ ИЗ ИХ ПЕРОКСИДОВ И НАДПЕРОКСИДОВ

Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O KO 2 + 3K = 2K 2 O 2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2

2.11. РАЗЛОЖЕНИЕ СОЛЕЙ ПРИ ПРОКАЛИВАНИИ

1. Карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, средние, кислые и основные карбонаты остальных металлов разлагаются на оксиды:

ZnCO 3 = t ZnO + CO 2 Ca(HCO 3) 2 =t CaCO 3 + CO 2 + H 2 O =t CaO+ 2CO 2 +H 2 O

Cu 2 (OH) 2 CO 3 =t 2CuO + CO 2 + H 2 O ─ разложение малахита.

2. Сульфаты щелочных металлов не разлагаются. Остальные сульфаты разлагаются на оксиды. Однако температуры разложения сульфатов выше температуры разложения SO 3 , поэтому продуктами являются:

2Al 2 (SO 4) 3 =t 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + O 2

2Fe2(SO 4) 3 =t 2Fe 2 O 3 + 6SO 2 + O 2

Так разлагаются все сульфаты, кроме сульфата железа (+2) и сульфата хрома (+2):

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

3. Фосфаты плавятся без разложения. При высокой температуре после плавления идет процесс:

Сa 3 (PO 4) 2 = 3CaO + P 2 O 5

4. Нитраты

Нитраты металлов от Mg до Cu разлагаются с образованием оксидов:

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

ИСКЛЮЧЕНИЕ:

4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 (Fe +2 ─ сильный восстановитель) и

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2 ─ без кислорода

Нитраты металлов, стоящих после меди:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Нитраты металлов до магния образуют при разложении нитрит металла и кислород:

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Нитрат аммония

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

5. Бихромат аммония

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + 4H 2 O + Cr 2 O 3

Бихромат калия

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3O 2

6. Перманганат

2KMnO 4 =t K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

2.12. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

1. Реакции металлов и неметаллов с концентрированной серной кислотой, азотной кислотой и другими окислителями

C + 2H 2 SO 4 к. = CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

C + 4HNO 3 к. = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 к. = 3SO 2 + 2H 2 O

S + 6HNO 3 к. = H 2 SO 4 +6NO 2 + 2H 2 O

2P + 5H 2 SO 4 к. = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

P + 5HNO 3 к. = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

I 2 + 10HNO 3 к. = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O ─

реакция, в которой галоген восстановитель

Cu + 2H 2 SO 4 к. = СuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Cu + 4HNO 3 к. = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Cu +8HNO 3 р. = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

8Al + 30HNO 3 р. = 8Al(NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O

C + 2KNO 3 = CO 2 + 2KNO 2

6P + 5HClO 3 = 3P 2 O 5 + 5HCl

3S + 2KClO 3 = 3SO 2 + 2KCl

2. В результате ОВР, протекающих в растворе, можно получить оксиды NO 2 , NO (окислитель азотная кислота, нитриты), SO 2 (окислитель концентрированная серная кислота), MnO 2 (окислитель MnO 4 - , MnO 4 -2 в нейтральной среде), CO 2 (окисление органических веществ):

CrCl 2 + 4HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O

2FeSO 4 + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 = 2NO + Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 S + H 2 SO 4 = S + SO 2 + 2H 2 O

MnO4- + 2H2O + 3e = MnO 2 + 4OH - (pH = 6─8)

бурый осадок

5СH 3 OH + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5CO 2 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 19H 2 O