Сдам Сам

ПОЛЕЗНОЕ


КАТЕГОРИИ







Графическое изображение формул оксидов





Для того, чтобы изобразить графическую формулу оксида, необходимо помнить, что:

1. Кислород в оксидах проявляет постоянную степень окисления - 2, а элементы, образующие оксиды, имеют положительные степени окисления от +1 до +8.

2. Если в молекулу оксида входит не один, а несколько атомов элемента, то они будут соединяться в молекулу через атом кислорода.

3. Каждая черточка в графическом изображении символизирует единицу связи.

Например:

+5 -2 О О

N2O5 N – O – N

O O

Физические свойства оксидов

По агрегатному состоянию оксиды бывают газообразными (например, СО2, SO2), жидкими (например, N2O4, Cl2O7, Mn2O7) и твердыми (все основные и амфотерные оксиды, а также ряд кислотных оксидов, например, Р2О5, SiO2).

Химические свойства оксидов

1. Основные оксиды взаимодействуют:

а) с кислотами. Продуктами этих реакций будут соль и вода.

Например:

FеО + Н2SO4 = FеSO4 + Н2О,

СuO + 2НNО3 = Сu(NО3)2 + Н2О;

б) с кислотными оксидами. При этом образуются соли.

Например:

СаО + СО2 = СаСО3,

MgО + SiO2 MgSiO3;

в) с амфотерными оксидами.Продуктом реакции являются соответствующие соли.

Например:

Na2O + ZnO Na2ZnO2,

K2O + Al2O3 2KAlO2;

г) некоторые основные оксиды способны взаимодействовать с водой.В воде растворяютсяоксиды щелочных и щелочноземельных металлов, образуя щелочи (растворимые в воде основания).

Например:

Na2O + H2O = 2NaOH,

ВаО + Н2О = Ва(ОН)2.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют:

а)с основаниями. Продуктами реакции будут соль и вода.

Например:

В2O3 + 2NaOН = 2NaВО2 + Н2О,

SO2 + 2NaОН = Na2SO3 + H2O,

СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3 + Н2О;

б) с основными оксидами.При этом образуются соответствующие соли.

Например:

SO2 + CaО = CaSO3,

SiO2 + BaO = BaSiO3,

в) с амфотерными оксидами. Продуктом реакции является соль.

Например:

P2O5 + Al2O3 2AlPO4;



г) некоторые основные оксиды способны взаимодействовать с водой.Большинство кислотных оксидов растворимы в воде, при этом образуются соответствующие кислоты.

Например:

SO2 + H2O = H2SO3,

СО2 + Н2О = Н2СО3.

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют:

a) со щелочами, образуя при сплавлении соответствующую соль и воду.

Например:

А12O3 + 2NaOНтв 2NaА1O2 + Н2О,

ZnO + 2КОНтв К2ZnО2 + Н2О.

В этом случае амфотерные оксиды ведут себя как кислотные;

б) с кислотами, образуя и соль и воду.

Например:

РbО + 2НNО3 = Рb(NO3)2 + Н2О,

ZnO + Н24 = ZnSO4 + Н2О.

В этом случае амфотерные оксиды ведут себя как основные оксиды;

в) с основными оксидами, образуя соли.

Например:

Cr2O3 + Na2O 2NaCrO2,

Fe2O3 + K2O 2KFeO2.

В данном случае амфотерные оксиды ведут себя как кислотные оксиды;

г) с кислотными оксидами, образуя соли.

ZnO + SO3 = ZnSO4,

А12O3 + 3SiO2 Al2(SiO3)3.

В данном случае амфотерные оксиды ведут себя как основные оксиды;

д) амфотерные оксиды с водой не взаимодействуют.

ZnO + Н2О =

Способы получения оксидов

1. Окислением простых веществ кислородом (сжигание простых веществ).

Например:

2Mg + O2 = 2МgО,

4Р + 5O2 = 2Р2О5.

Метод неприменим для получения оксидов щелочных металлов, т.к. при окислении щелочные металлы обычно дают не оксиды, а пероксиды(Na2O2, K2O2).

Не окисляются кислородом воздуха благородные металлы, например, Аu, Аg, Рt.

2. Окислением сложных веществ (солей некоторых кислот и водородных соединений неметаллов).

Например:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2,

2S + 3O2 = 2SO2 + 2Н2О.

3. Разложением при нагревании гидроксидов (оснований и кислородсодержащих кислот).

Например:

Сu(ОН)2 СuО + Н2О,

H2SO3 SO2 + H2O.

Нельзя пользоваться этим методом для получения оксидов щелочных металлов, так как разложение щелочей происходит при слишком высоких температурах.

4. Разложением некоторых солей кислородсодержащих кислот.

Например:

СаСО3 СаО + СО2,

2Рb(NO3)2 2РbО + 4NO2 + O2.

Следует иметь в виду, что соли щелочных металлов не разлагаются при нагревании с образованием оксидов.

Области применения оксидов

Ряд природных минералов представляют собой оксиды и используются как рудное сырье для получения соответствующих металлов.

Например:

Боксит А12O3 · nH2O

Гематит Fe2O3

Пиролюзит МnO2

Магнетит FеО · Fe2O3

Рутил ТiО2

Минерал корунд (А12O3) обладающий большой твердостью, используют как абразивный материал. Его прозрачные, окрашенные в красный и синий цвет кристаллы представляют собой драгоценные камни – рубин и сапфир.

Негашеная известь (CaO), получаемая обжигом природного минерала известняка (СаСО3), находит широкое применение в строительстве, сельском хозяйстве и используется как реагент для буровых растворов.

Оксиды железа (Fе2О3, Fе3О4) используются при бурении нефтяных и газовых скважин в качестве утяжелителей и реагентов-нейтрализаторов сероводорода.

Оксид кремния (IV) (SiO2) в виде кварцевого песка широко используется для производства стекла, цемента и эмалей, для пескоструйной обработки поверхности металлов, для гидропескоструйной перфорации и при гидроразрыве в нефтяных и газовых скважинах. В виде мельчайших сферических частиц (аэрозоля) находит применение в качестве эффективного пеногасителя буровых растворов и наполнителя при производстве резинотехнических изделий (белая ре-зина).

Ряд оксидов (А12O3, Cr2O3, V2O5, СuО, NО и др.) используются в качестве катализаторов в современных химических производствах.

Являющийся одним из главных продуктов сгорания угля, нефти и нефтепродуктов углекислый газ (СО2) при закачке в продуктивные пласты способствует повышению их нефтеотдачи. Используется СО2 также для заполнения огнетушителей, газирования напитков и для других целей.

Образующиеся при нарушении режимов сгорания топлива (NO, СО) или при сгорании сернистого топлива (SO2) оксиды являются продуктами загрязняющими атмосферу. Современное производство, а также транспорт предусматривают строгий контроль за содержанием таких оксидов и их нейтрализацию.

Оксиды азота (NO, NO2) и серы (SO2, SO3) являются промежуточными продуктами в крупнотоннажных производствах азотной (НNO3) и серной (Н24) кислот.

Оксиды хрома (Сr2O3) и свинца (2РbО · РbО2 - сурик) используются для производства антикоррозионных красочных составов.

 

Основания

Оcнованиями называются химические вещества, распадающиеся (диссоциирующие) в водном растворе (или в расплаве) на положительно заряженные ионы металла и отрицательно заряженные ионы гидроксила (определение Аррениуса).

Например:

NaOH D Na + + OH-

гидроксид натрия катион натрия гидроксид-ион

Основаниями являются сложные вещества, образующиеся при гидратации основных оксидов.

Например:

CaO + H2O = Ca(OH)2 – гидроксид кальция,

BaO + H2O = Ва(ОН)2 – гидроксид бария.

Классификация оснований

По растворимости в воде все основания можно подразделить на растворимые в воде и нерастворимые.

Основания, растворимые в воде, называются щелочами (см. табл. 6 приложения).

Большинство оснований в воде нерастворимы.

Основания различаются по кислотности. Они бывают однокислотными и многокислотными.

Кислотность оснований определяется количеством гидроксильных групп, которые могут быть замещены на кислотные остатки.

Рис. 2.4. Классификация оснований

 

Однокислотные основания образуются от одновалентных металлов, а многокислотные основания – от поливалентных металлов.

Например:

LiОН – однокислотное основание,

Са(ОН)2 – двухкислотное основание,

A1(ОН)3 – трехкислотное основание и т.д.









Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте:


©2015- 2018 zdamsam.ru Размещенные материалы защищены законодательством РФ.