Какие свойства проявляют оксиды хлора
Кислородсодержащие
соединения хлора
HClO – хлорноватистая кислота. Ей
соответствует кислотный оксид Cl2O. Соли называются
гипохлоритами.
HClO2 – хлористая кислота.
Кислотный оксид Cl2O3 не получен. Соли – хлориты.
HClO3 – хлорноватая кислота. Кислотный
оксид Cl2O5 не получен. Соли – хлораты.
HClO4– хлорная кислота. Кислотный оксид –
Cl2O7. Соли – перхлораты.
1) HClO – желтоватая жидкость.
Существует только в растворах. Получается при взаимодействии хлора с водой (без
нагревания):
Cl2 + H2O
= HCl + HClO
Соли этой кислоты получаются при
действии на щелочь хлора:
2KOH + Cl2 =холод=
KClO + KCl + H2O
используется как отбеливатель в
текстильной промышленности.
2) HClO2, HClO3 –
не имеют ангидридов (кислотных оксидов). Соли этих кислот применяют в
пиротехнике и взрывных работах. Наибольшее значение имеет KClO3 – хлорат
калия (бертолетова соль), получаемая насыщением горячей щелочи хлором:
3Cl2 +
6KOH =t= KClO3 + 5KCl + 3H2O
Хлораты – сильнейшие окислители.
При ударе или нагревании взрываются.
3) Известен оксид ClO2,
который можно получить по реакции:
2KClO3 +
H2C2O4 = K2CO3 +
CO2
+ H2O + 2ClO2
ClO2 –
зелено-желтый газ, при растворении в воде дает смесь кислот:
2ClO2 + H2O
= HClO2 + HClO3
4) Осторожным нагреванием хлораты
можно перевести в перхлораты, из которых можно получить хлорную кислоту:
KClO4 + H2SO4 =
HClO4 + KHSO4
Хлорная кислота HClO4 – подвижная
жидкость, очень взрывоопасная, самая сильная из всех известных кислот. Почти
все ее соли хорошо растворимы в воде.
5) В ряду: HClO → HClO2 →
HClO3 → HClO4 сила кислот растет, а
окислительная способность падает.
Кислородные
соединения галогенов
Галогены с кислородом
непосредственно не реагируют. Но кислородсодержащие кислоты галогенов (кроме
фтора) могут быть получены как продукты реакций диспропорционирования хлора,
брома и йода с водой и щелочами. При
взаимодействии хлора с водой часть растворенного хлора переходит в кислоту НСlO, называемую хлорноватистой
кислотой. В этой молекуле хлор в степени окисления + 1 связан с
кислородом:
Хлорноватистая кислота известна
только в водном растворе. Это неустойчивое вещество претерпевает различные
превращения. На свету кислород отщепляется от хлора:
HClO
-hν→ HCl + O
В момент образования кислород в
виде отдельных атомов очень активен, вследствие чего раствор проявляет сильное
окислительное действие. При отнятии воды, например, действием безводного
хлорида кальция, из сильно охлажденного раствора выделяется оксид хлора (I), Сl2O, в виде красно-бурой жидкости с
температурой кипения +3,8°С. Это тоже неустойчивое вещество, способное
взрываться. Растворяясь в воде, он снова образует хлорноватистую кислоту. При
нагревании раствора НСlO
происходит более глубокое диспропорционирование хлора с переходом в степень
окисления +5:
3HClO = 2HCl + HClO3
Образующееся кислородсодержащее
соединение называется хлорноватой кислотой. Это более
устойчивое соединение, сильная кислота, образующая растворы с массовой долей до
40%. Под действием серной кислоты хлорноватая кислота диспропорционирует,
образуя еще два новых соединения хлора:
3HCl+5O3
= HCl+7O4 + 2Cl+4O2 + H2O
Хлорная кислота НСlO4 содержит хлор в высшей
степени окисления +7. Второй продукт реакции оксид хлора (IV) содержит хлор в необычной для
него степени окисления +4. Хлор в этом состоянии имеет неспаренный электрон.
Это также неустойчивое, взрывчатое соединение хлора. В водном растворе СlO2 диспропорционирует на две
кислоты — хлорноватую и хлористую. В последней степень
окисления хлора +3:
2ClO2+H2O = HClO3 + HClO2
Таким образом, в рассмотренных
реакциях показано образование четырех кислородсодержащих кислот хлора,
образующих ряд с возрастающими нечетными степенями окисления и валентностями
хлора от +1 до +7 (табл.). В этом ряду наблюдается последовательное и резкое
возрастание силы кислот от очень слабой хлорноватистой до одной из самых
сильных хлорной. Усиление кислот в этом ряду связано с увеличением числа атомов
кислорода, соединенных с хлором двойными связями. Это способствует
делокализации заряда аниона, что затрудняет присоединение к нему иона водорода
с образованием молекулы кислоты.
Таблица.
Кислородсодержащие
кислоты хлора
Свойство | Формула | |||
HClO | НСlO2 | НСlO3 | НСlO4 | |
Степень окисления хлора | + 1 | +3 | +5 | +7 |
Название кислоты | Хлорноватистая | Хлористая | Хлорноватая | Хлорная |
Название солей | Гипохлориты | Хлориты | Хлораты | Перхлораты |
Все четыре кислоты являются
сильными окислителями, по силе превосходящими хлор. Вместе с тем, как очевидно
из протекания многочисленных реакций, окислительная активность резко падает в
ряду от HClO
к НСlO4. Например, хлорноватистая кислота
моментально выделяет йод из раствора йодида калия, а разбавленная хлорная
кислота с раствором КI
практически не реагирует. Хлорноватистая кислота и ее соли обесцвечивают
органические красители, в то время как хлорная кислота окисляющего действия на
них не оказывает. Таким образом, увеличение числа атомов кислорода, окружающих
атом хлора, способствует стабилизации как молекул кислот, так и анионов их
солей. Повышение устойчивости проявляется и в том, что из четырех кислот только
хлорная может быть получена в безводном состоянии.
Находящие практическое применение
соли хлорноватистой и хлорноватой кислот получаются взаимодействием хлора с
растворами щелочей. Гипохлорит калия КСlO служит отбеливающим средством. Он
получается пропусканием хлора в раствор гидроксида калия. Одновременно
образуется хлорид калия:
Cl2+2KOH
=холод=KClO+KCl+H2O
Этот раствор называется жавелевой
водой (Javel — местечко около Парижа, где впервые стали
изготовлять эту воду в 1792 году — раствор солей калия
хлорноватистой и соляной кислот KOCl + KCl). Кислота НСlO настолько слабая, что вытесняется
из соли под действием углекислого газа:
KClO
+ CO2 + H2O = KHCO3 + HClO
Эта кислота и обесцвечивает
красители.
Как активные окислители гипохлориты
нашли применение в медицине. Они проявляют дезинфицирующее, антисептическое,
противомикробное действие. Гипохлорит натрия NаСlO применяется в растворе с массовой
долей 0,06% для промывания ран, при операциях па грудной клетке, брюшной или
плевральной полостях. Выпускается раствор гипохлорита натрия и для инъекций.
Взаимодействием хлора с другой
щелочью — гидроксидом кальция в отсутствие воды получается практически важный
продукт хлорная известь. Это белый порошок, иногда серый или
желтоватый от присутствия примесей, пахнущий хлором. В составе хлорной извести
имеются СаС2, Са(СlO)2,
Са(ОН)2 и вода. Часто хлорную известь представляют, как
смешанную соль с двумя разными анионами: СаСl(СlO). Хлорная известь реагирует даже
со слабыми кислотами с выделением хлора:
СаСl(СlO) + CO2
=H2O= CaCO3 + Cl2↑
Выделяющийся хлор реагирует с
органическими веществами, в результате чего, в частности, гибнут
микроорганизмы. Поэтому хлорная известь широко применяется в санитарных целях.
Она применяется также для отбеливания бумаги и тканей и для лабораторного
получения хлора.
Пропусканием хлора в горячий
раствор гидроксида калия получают смесь двух солей — хлорида калия КCl и хлората калия КСlO3.
3Cl2 +
6KOH =t= KClO3 + 5KCl + 3H2O
При охлаждении раствора хлорат
калия начинает кристаллизоваться. При 20°С его растворимость составляет 7,4 г
на 100 г воды, в то время как растворимость хлорида калия равна 34 г. Хлорат
калия называют бертолетовой солью, так как он был впервые получен
К. Бертолле. Бертолетову соль предполагалось использовать в составе пороха
взамен селитры, но при испытаниях быстрая детонация такого пороха приводила к
разрыву пушечных стволов. Вместо этого бертолетова соль нашла широкое
применение в качестве окислителя в составах для фейерверков. Она является также
окисляющей составной частью спичечной головки. Кислород, отщепляющийся от хлора
в хлорате калия, в твердых смесях окисляет уголь, серу, фосфор, органические
вещества. Реакции сопровождаются яркими вспышками. Напишем реакцию сгорания
сахарозы:
C12H22O11+8KClO3
= 12CO2 +11H2O + 8KCl + 5647 кДж/моль
При нагревании хлорат калия и
другие соли кислородсодержащих кислот хлора разлагаются с выделением кислорода.
Разложение хлората калия ускоряется в присутствии оксида марганца(IV):
2KClO3
=MnO2= 3O2 + 2KCl
При нагревании бертолетовой соли
без катализатора происходит диспропорционирование хлора с образованием
перхлората калия:
4KClO3
=t=400C= 3KClO4 + KCl
При еще более сильном нагревании до
~520°С перхлорат калия тоже разлагается, выделяя кислород. Относительно высокая
термическая устойчивость перхлоратов и устойчивость их в растворах характерна и
для других солей с анионами, в которых центральный атом окружен четырьмя
атомами кислорода. Такие анионы имеют тетраэдрическое строение, а π-связи в них
полностью делокализованы.
Рисунок. Строение анионов кислородсодержащих кислот хлора
Кислородные соединения брома менее
устойчивы по сравнению с кислородными соединениями хлора. Оксид брома Вг2O разлагается уже при температуре
плавления -17°С. Свободный бром реагирует со щелочью при нагревании аналогично
хлору:
3Br2 +
6KOH =t= KBrO3 + 5KBr + 3H2O
Бромат натрия NaВrO3 применяется как окислитель в
аналитической химии. Например, по реакции с броматом калия определяют оксид
мышьяка (III):
3As2O3
+ 2KBrO3 + 9H2O = 6H3AsO4 +
2KBr
Бром трудно окислить до степени
окисления +7. До 1970 г. соли бромной кислоты НВrO4 не были получены, и в
учебниках иногда давались объяснения, почему они не существуют. Впервые
пербромат натрия был получен по реакции
NaBrO3
+ F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O
Кислородные соединения йода более
устойчивы по сравнению с другими галогенами. В щелочном растворе йод диспропорционирует
аналогично брому. При пропускании хлора в водную суспензию йода образуется
йодноватая кислота:
I2
+ 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl
Из раствора йодноватая кислота
выделяется в виде устойчивого кристаллического вещества. При ее обезвоживании
получается оксид 12О5, устойчивый при обычных условиях. Он нашел применение для
анализа воздуха на присутствие оксида углерода(И). Анализ основан на реакции, сопровождающейся
выделением йода: 5СO
+ I2O5 = I2 + 5CO2
Известна также йодная кислота НIO4, которая может быть получена
действием хлорной кислоты на йод:
2HClO4 + I2 = 2HIO4 + Cl2
После испарения воды из раствора
йодной кислоты получаются бесцветные кристаллы НIO4*2Н2O. Из химических свойств этого
вещества следует, что все атомы кислорода связаны непосредственно с йодом, и
вещество представляет собой ортойодную кислоту Н5IO6.
Как известно, в группах (главных
подгруппах) усиливается металличность при переходе в группе сверху вниз. В
группе галогенов находятся элементы, наиболее далекие по свойствам от металлов.
И все же у тяжелого элемента йода проявляются признаки металличности. Черные
кристаллы йода имеют слабый металлический блеск, а электрическое сопротивление
значительно ниже, чем у такого типичного неметалла, как сера. Йод, подобно
металлам, может входить в состав вещества в качестве катиона. Неустойчивый
катион I+ может быть стабилизирован
образованием комплексного иона с органическими молекулами. При реакции йода с
нитратом серебра в присутствии пиридина С5Н5N образуется комплексный ион такого
типа:
I2+AgNO3+2С5Н5N
= [I(С5Н5N)2]NO3
+ AgI↓
Кислородные соединения фтора
интересны тем, что фтор является единственным элементом, по
электроотрицательности превосходящим кислород. Поэтому простейшее из этих
соединений ОF2 следует называть не оксидом
фтора, а фторидом кислорода. Это газообразное вещество получается при действии
фтора на 2%-ный раствор гидроксида натрия:
2F2 + 2NaOH = 2NaF + OF2↑+H2O
Своим угловым строением молекула
фторида кислорода напоминает молекулу воды, но их дипольные моменты µ направлены противоположно:
Фторид кислорода термодинамически
неустойчив, при t
> 200°С распадается
на кислород и фтор. Есть и более сложные по составу фториды кислорода.
Фтор, так же, как и кислород, не
проявляет высокой валентности, соответствующей номеру группы, так как не имеет
энергетически доступных свободных орбиталей для перехода в возбужденное
состояние.
Источник
Определение
Оксиды – бинарные соединения, в состав которых входит кислород в степени окисления -2.
Номенклатура оксидов
Названия оксидов строятся по следующим правилам систематической номенклатуры:
Сначала указывают слово оксид, после него, в родительном падеже, – название второго элемента.
Если элемент, образующий оксид, имеет единственную валентность, то её в названии оксида можно не указывать. Если же элемент имеет переменную валентность и образует несколько оксидов, то валентность элемента обязательно указывается римскими цифрами в скобках в конце записи названия оксида.
При записи химической формулы оксида кислород записывается на последнем месте.
Примеры:
$Na_2O$ – оксид натрия
$CaO$ – оксид кальция
$Al_2O_3$ – оксид алюминия
$overset{+7}{Mn_2}O_7$ – оксид марганца (VII)
$overset{+2}{Cr}O$ – оксид хрома (II)
$overset{+3}{Cr_2}O_3$ – оксид хрома (III)
В настоящее время при формировании названий оксидов пользуются правилами систематической номенклатуры. Однако до её появления, пока число известных соединений было не столь велико, широко использовалась тривиальная номенклатура, в которой названия веществ основаны не на особенностях их строения, а на внешнем виде или каких-то специфических свойствах именуемых объектов. Многие тривиальные названия распространены и в наше время.
На смену тривиальной номенклатуре пришла полусистематическая номенклатура. В полусистематических названиях веществ с помощью использования морфем пытались отразить особенности химического строения соединений. Применительно к оксидам вводились следующие названия: закись – для оксидов элементов в низких степенях окисления, окись – для более высоких степеней окисления. Кислотные оксиды часто рассматривали как продукты дегидратации соответствующих кислот и отражали это в виде названия ангидрид: $P_2O_5$ – фосфорный ангидрид, $SO_3$ – серный ангидрид и т.д.
Таблица 1
Формулы и названия некоторых оксидов в соответствии с тривиальной, полусистематической и систематической номенклатурой
| Формула | Тривиальное название | Устаревшее название | Систематическое название |
| $N_2O$ | веселящий газ | закись азота | оксид азота (I) |
| $NO$ | окись азота | оксид азота (II) | |
| $N_2O_3$ | трёхокись азота, азотистый ангидрид | оксид азота (III) | |
| $NO_2$ | бурый газ | двуокись азота | оксид азота (IV) |
| $N_2O_5$ | пятиокись азота, азотный ангидрид | оксид азота (V) | |
| $SO_2$ | сернистый газ | двуокись серы, сернистый ангидрид | оксид серы (IV) |
| $SO_3$ | трёхокись серы, серный ангидрид | оксид серы (VI) | |
| $CO$ | угарный газ | окись углерода | оксид углерода (II) |
| $CO_2$ | углекислый газ | двуокись углерода | оксид углерода (IV) |
| $Na_2O$ | натр | окись натрия | оксид натрия |
| $MgO$ | жжёная магнезия | окись магния | оксид магния |
| $CaO$ | жжёная известь, негашёная известь | окись кальция | оксид кальция |
| $Al_2O_3$ | глинозём | окись алюминия | оксид алюминия |
| $SiO_2$ | кремнезём | двуокись кремния | оксид кремния (IV) |
| $Fe_3O_4$ | железная окалина | закись-окись железа | оксид железа (II, III) |
| $H_2O$ | вода | окись водорода | оксид водорода |
КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ
Оксиды делятся на две большие группы: солеобразующие и несолеобразующие. Последние, как вытекает из названия, не образуют солей.
Несолеобразующими называют оксиды, которые не вступают во взаимодействие ни с щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Эти оксиды образованы неметаллами.
Несолеобразующих оксидов немного, их необходимо запомнить: $N_2O$, $NO$, $CO$, $SiO$.
Солеобразующими называют оксиды, способные взаимодействовать с кислотами или с основаниями с образованием солей.
Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные оксиды.
Основные оксиды – оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды (основания).
Основные оксиды образованы типичными металлами (щелочными, щелочноземельными, магнием), а также переходными металлами в низких степенях окисления (кроме $ZnO$).
Примеры основных оксидов: $Li_2O$, $Na_2O$, $K_2O$, $MgO$, $CaO$, $BaO$, $overset{+2}{Fe}O$, $overset{+2}{Cr}O$, $overset{+1}{Cu_2}O$, $overset{+2}{Cu}O$, $overset{+2}{Mn}O$ и др.
Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды (кислоты).
Кислотные оксиды образованы неметаллами (за исключением несолеобразующих оксидов $CO$, $SiO$, $NO$, $N_2O$), а также переходными металлами в высоких степенях окисления.
Примеры кислотных оксидов: $Cl_2O_7$, $SO_3$, $SO_2$, $N_2O_5$, $NO_2$, $N_2O_3$, $P_2O_5$, $P_2O_3$, $CO_2$, $SiO_2$, $B_2O_3$, $overset{+6}{Cr}O_3$, $overset{+7}{Mn_2}O_7$ и др.
Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Им соответствуют амфотерные гидроксиды.
К амфотерным оксидам относятся оксид бериллия $BeO$, оксид алюминия $Al_2O_3$, оксид цинка $ZnO$, а также оксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления.
Примеры амфотерных оксидов: $Al_2O_3$, $overset{+3}{Fe_2}O_3$, $overset{+3}{Cr_2}O_3$, $overset{+4}{Mn}O_2$, $overset{+2}{Sn}O$, $overset{+4}{Sn}O_2$, $overset{+5}{V_2}O_5$, $ZnO$, $BeO$ и др.
Основные оксиды взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды. Это оксиды металлов (кроме некоторых переходных металлов в высших степенях окисления), твердые вещества.
Основным оксидам соответствуют основания, в которых металл имеет такую же степень окисления, как в оксиде, при этом степень окисления равна числу гидроксильных групп.
Например, оксиду натрия $overset{+1}{Na}_2O$ соответствует гидроксид натрия $overset{+1}{Na}OH$;
оксиду кальция $overset{+2}{Ca}O$ соответствует гидроксид кальция $overset{+2}{Ca}(OH)_2$;
оксиду железа (II) $overset{+2}{Fe}O$ соответствует гидроксид железа (II) $overset{+2}{Fe}(OH)_2$.
Кислотные оксиды взаимодействуют с щелочами с образованием соли и воды, им соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов ($mathrm{CO_2, SO_2, SO_3, N_2O_5}$) или переходных металлов в высших степенях окисления ($mathrm{CrO_3, Mn_2O_7}$).
Оксиду соответствует кислота в случае, если степень окисления элемента в обоих соединениях одинакова, при этом степень окисления кислотного остатка равна количеству атомов водорода.
Например, оксиду углерода (IV) $overset{+4}{C}O_2$ соответствует угольная кислота $H_2overset{+4}{C}O_3$;
оксиду серы (IV) $overset{+4}{S}O_2$ соответствует сернистая кислота $H_2overset{+4}{S}O_3$;
оксиду серы (VI) $overset{+6}{S}O_3$ соответствует серная кислота $H_2overset{+6}{S}O_4$;
оксиду азота (V) $overset{+3}{N}_2O_3$ соответствует азотистая кислота $Hoverset{+3}{N}O_2$;
оксиду азота (V) $overset{+5}{N}_2O_5$ соответствует азотная кислота $Hoverset{+5}{N}O_3$;
оксиду азота (IV) $overset{+4}{N}O_2$ соответствует сразу две кислоты: азотная — $Hoverset{+5}{N}O_3$ и азотистая — $Hoverset{+3}{N}O_2$;
оксиду хлора (IV) $Cloverset{+4}O_2$ соответствует хлорноватая $Hoverset{+3}{Cl}O_2$ и хлористая $Hoverset{+5}{Cl}O_3$ кислоты.
Обратите внимание: если элемент в оксиде проявляет степень окисления, отличную от той, которую он проявляет в кислоте, такой оксид является несолеобразующим!
Например: углерод в угарном газе $overset{+2}{C}O$ проявляет степень окисления +2, в то время как в единственной кислоте, содержащей углерод, $H_2overset{+4}{C}O_3$ его степень окисления равна +4. Поэтому оксид углерода (II) относится к несолеобразующим оксидам.
Амфотерные оксиды проявляют в зависимости от условий свойства основных или кислотных оксидов.
Им соответствуют амфотерные основания.
Например, оксиду железа (III) $overset{+3}{Fe}_2O_3$ соответствует гидроксид железа (III) $overset{+3}{Fe}(OH)_3$
оксиду алюминия $overset{+3}{Al}_2O_3$ соответствует гидроксид алюминия $overset{+3}{Al}(OH)_3$
оксиду хрома (III) $overset{+3}{Cr}_2O_3$ соответствует гидроксид хрома (III) $overset{+3}{Cr}(OH)_3$
В таблице представлены основные свойства кислотных, основных и амфотерных оксидов.
| основные | амфотерные | кислотные |
|---|---|---|
Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды. Это оксиды металлов (кроме некоторых переходных металлов в высших степенях окисления), твердые вещества CaO, FeO, Cu$_2$O | оксиды, проявляющие в зависимости от условий свойства основных или кислотных оксидов. Им соответствуют амфотерные основания Это твердые вещества. Al$_2$O$_3$, ZnO, Fe$_2$O$_3$, $Cr_2O_3$, BeO | взаимодействуют с щелочами с образованием соли и воды, им соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов (CO$_2$, SO$_2$, SO$_3$, N$_2$O$_5$) или переходных металлов в высших степенях окисления (CrO$_3$, Mn$_2$O$_7$) Газы, жидкости, твердые тела Прим. Некоторые (NO$_2$, ClO$_2$) образуют сразу две кислоты |
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ
Основные и амфотерные оксиды при комнатной температуре – твердые вещества ($CaO$, $Fe_2O_3$ и др.); кислотные оксиды – твёрдые вещества ($P_2O_5$, $SiO_2$), жидкости ($SO_3$, $Сl_2О_7$ и др.) или газы ($NO_2$, $SO_2$ и др.). Все несолеообразующие оксиды являются газами, кроме $SiO$, который является твердым веществом. Однако, нужно помнить, что кремниевую кислоту $H_2SiO_3$ нельзя получить непосредственно из оксида кремния, добавляя воду! Эту кислоту можно получить косвенным путем из солей кремния – силикатов.
Оксиды металлов могут быть окрашены в разные цвета: оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов обычно белого цвета, оксиды переходных металлов $Cr_2O_3$ – зеленый; $HgO$ – красно-оранжевый; $CuO$ – черный, а $Cu_2O$ – красный.
Оксид кремния $SiO_2$ – самое распространенное твердое вещество на Земле. Он входит в состав почвы (песок), горных пород и минералов. Драгоценные камни, такие как изумруд, сапфир, горный хрусталь имеют в своей структуре молекулы оксида кремния, при этом атомы кремния и кислорода образуют атомную кристаллическую решетку, и, поэтому представляют собой тугоплавкие, твердые, но хрупкие кристаллы правильной формы:
Бурый газ (оксид азота(IV)) Оксид железа (III) Оксид кремния
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ
| Исходное вещество | Реагент | Продукты реакции | Уравнение реакции |
|---|---|---|---|
| $K_2O$ | вода | растворимое основание (щелочь)* | $K_2O + H_2O = 2KOH$ |
| MgO | кислота | соль и вода | $MgO + 2HCl = MgCl_2 + H_2O$ |
| CaO | кислотный оксид | соль | $ CaO + CO_2 = CaCO_3$ |
| $Na_2O$ | амфотерный оксид | соль | $Na_2O + ZnO = Na_2ZnO_2$ |
* Взаимодействие основного оксида с водой протекает только в случае, если образуется растворимое основание, т.е. щелочь. В случае возможного образования нерастворимого основания реакция не идет, например:
$MgO + H_2O not = Mg(OH)_2 downarrow$
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ
| Исходное вещество | Реагент | Продукты реакции | Уравнение реакции |
|---|---|---|---|
$SO_3$ $N_2O_5$ | вода | соответствующая растворимая* кислота | $SO_3 + H_2O = H_2SO_4$ $N_2O_5 + H_2O = 2HNO_3$ $SiO_2 + H_2O not = H_2SiO_3 downarrow$ |
| $SO_2$ | щелочь | соль и вода | $SO_2 + 2NaOH = Na_2SO_3 + H_2O$ |
| $P_2O_5$ | основный оксид | соль | $P_2O_5 + 3Na_2O = 2Na_3PO_4 $ |
| $SO_3$ | амфотерный оксид | соль | $ZnO + SO_3= ZnSO_4 $ |
*Реакция не протекает в случае,если образуется нерастворимая кислота, например: $SiO_2 + H_2O not = H_2SiO_3 downarrow$
Кислотные оксиды образуют соли, соответствующие определенной кислоте. Если у элемента может быть две или более кислот, то следует ориентироваться на степень окисления этого элемента в оксиде и кислоте: она должна быть одинаковой. Для лучшего понимания превращений кислотных оксидов в соли советуем воспользоваться следующим алгоритмом (на примере взаимодействия оксида азота(V) с гидроксидом кальция): $N_2O_5 + Ca(OH)_2 rightarrow$
1) Определим степень окисления азота в оксиде: $overset{X}{N}_2 overset{-2}{O_5} $ X=10/2=+5
2) Вспомним, какие кислоты образует азот и определим в каждой его степень окисления:
$hspace{2cm} overset{+1}{H}overset{x}{N}overset{-2}{O_2}hspace{3cm} overset{+1}{H}overset{x}{N}overset{-2}{O_3}hspace{2cm} $
$1cdot (+1) +1 cdot x + 2cdot(−2) = 0 hspace{0.5cm} 1cdot (+1) +1 cdot x + 3cdot(−2) = 0 $
$hspace{2cm} x = +3 hspace{3.2cm} x = +5$
Значит оксиду азота (V) соответствует азотная кислота, и $N_2O_5$ при взаимодействии с щелочами образует ее соли – нитраты ($NO_3^ – $):
$N_2O_5 + Ca(OH)_2 = Ca(NO_3)_2 + H_2O$
Воспользовавшись этим алгоритмом, можно составить следующие логические ряды:
$N_2O_5 rightarrow HNO_3$ ст.ок=+5 образует соли нитраты $NO_3^ – $
$ N_2O_3 rightarrow HNO_2$ ст.ок=+3 образует соли нитриты $NO_2^ –$
$P_2O_5 rightarrow H_3PO_4$ ст.ок=+5 образует соли нитраты $PO_4^{3 -}$
Для наглядного запоминания этого принципа можно воспользоваться таблицей, приведенной ниже.
Таблица. Формулы и названия кислот, кислотных остатков и соответствующих кислотных оксидов
| Формула кислоты | Название кислоты | Формула кислотного остатка | Название кислотного остатка | Соответствующий кислотный оксид |
|---|---|---|---|---|
| HF | Фтороводород, плавиковая | $ F^-$ | Фторид | |
| HCl | Хлороводород, соляная | $ Cl^-$ | Хлорид | |
| HBr | Бромоводород | $Br-$ | Бромид | |
| HI | Йодоводород | $I^-$ | Йодид | |
| $H_2S$ | Сероводород | $S^{2-}$ | Сульфид | |
| HCN | Циановодородная | $CN^-$ | Цианид | |
| $HNO_2$ | Азотистая | $NO^{2-}$ | Нитрит | $N_2O_3$ |
| $HNO_3$ | Азотная | $NO^{3-}$ | Нитрат | $N_2O_5$ |
| $H_3PO_4$ | Ортофосфорная | $mathrm{PO_4^{3-}}$ | Фосфат | $P_2O_5$ |
| $ H_3AsO_4$ | Мышьяковая | $mathrm{AsO_4^{3-}}$ | Арсенат | $As_2O_5$ |
| $ H_2SO_3$ | Сернистая | $mathrm{SO_3^{2-}}$ | Сульфит | $SO_2$ |
| $ H_2SO_4$ | Серная | $mathrm{SO_4^{2-}}$ | Сульфат | $SO_3$ |
| $H_2CO_3$ | Угольная | $mathrm{CO_3^{2-}}$ | Карбонат | $CO_2$ |
| $ H_2SiO_3$ | Кремниевая | $mathrm{SiO_3^{2-}}$ | Силикат | $SiO_2$ |
| $ H_2CrO_4$ | Хромовая | $mathrm{CrO_4^{2-}}$ | Хромат | $CrO_3$ |
| $ H_2Cr_2O_7$ | Дихромовая | $mathrm{Cr_2O_7^{2-}}$ | Дихромат | $CrO_3$ |
| $HMnO_4$ | Марганцовая | $mathrm{MnO_4^{-}}$ | Перманганат | $Mn_2O_7$ |
| $HClO$ | Хлорноватистая | $mathrm{ClO^-}$ | Гипохлорит | $Cl_2O$ |
| $ HClO_2$ | Хлористая | $mathrm{ClO_2^{-}}$ | Хлорит | $Cl_2O_3$ |
| $ HClO_3$ | Хлорноватая | $mathrm{ClO_3^{-}}$ | Хлорат | $Cl_2O_5$ |
| $ HClO_4$ | Хлорная | $mathrm{ClO_4^{-}}$ | Перхлорат | $Cl_2O_7$ |
| $HCOOH$ | Метановая, муравьиная | $mathrm{HCOO^-}$ | Формиат | |
| $CH_3COOH$ | Этановая, уксусная | $mathrm{CH_3COO^-}$ | Ацетат | |
| $ H_2C_2O_4$ | Этандиовая, щавелевая | $mathrm{C_2O_4^-}$ | Оксалат |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ
| Исходное вещество | Реагент | Продукты реакции | Уравнение реакции | |
|---|---|---|---|---|
| $ZnO, Al_2O_3$ | вода | $not = $ | не взаимодействуют | |
| $ZnO$ | кислотный оксид | соль | $ ZnO + SO_3= ZnSO_4 $ | |
| основный оксид | соль | $ZnO + Na_2O = Na_2ZnO_2$ | ||
| $Al_2O_3$ | кислота | соль | $ Al_2O_3 + 6HNO_3 = 2Al(NO_3)_3 + 3H_2O $ | |
| $Al_2O_3$ | щелочь | щелочь в расплаве — соль+вода | $Al_2O_3 + 2NaOH (т)xrightarrow[t, ^circ C]{}$ $ 2NaAlO_2 + H_2O $ | |
| $Al_2O_3$ | щелочь в растворе — комплексная соль | $Al_2O_3 + 6NaOH (p-p) + 3H_2O = $ $=2Na_3[Al(OH)_6]$ |
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОКСИДОВ
1) взаимодействие простых веществ с кислородом
$mathrm{2Ca + O_2 = 2CaO}$
$mathrm{S + O_2 = SO_2}$
2) взаимодействие сложных веществ с кислородом
$mathrm{2ZnS + 3O_2 = 2ZnO + SO_2}$
3) разложение некоторых солей при нагревании
$mathrm{CaCO_3 = CaO + CO_2}$
$mathrm{2CuSO_4 = 2CuO + 2SO_2 + O_2}$
Примечание: соли натрия и калия обычно не разлагаются с образованием оксидов. Подробнее смотрите тему “Разложение солей”
4) дегидратация кислот и нерастворимых оснований
$mathrm{ H_2SO_4 = SO_3 + H_2O}$
(точнее: $mathrm{3H_2SO_4 + P_2O_5 = 3SO_3uparrow + 2H_3PO_4}$)
$mathrm{H_2SiO_3 = SiO_2 + H_2O}$
$mathrm{Cu(OH)_2 = CuO + H_2O}$
5) окисление одних оксидов и восстановление других
$mathrm{MnO_2 + 2H_2 = MnO + 2H_2O}$
$mathrm{2NO + O_2 = 2NO_2}$
$mathrm{Cr_2O_3 + 2Al = Al_2O_3 + 2Cr}$ (алюмотермия)
$mathrm{CuO + C = Cu + CO}$
При этом более активный металл вытесняет менее активный из его оксида. Для сравнения активности металлов следует использовать электрохимический ряд напряжения металлов.
6) вытеснение летучих оксидов из солей менее летучими
$mathrm{Na_2CO_3 + SiO_2 = Na_2SiO_3 + CO_2uparrow}$
Источник