Получение и химические свойства оксидов

ОКСИДЫ

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые, в свою очередь, подразделяются на металлы и неметаллы.

В твердом состоянии большинство веществ имеют кристаллическое строение. Связь в кристаллической решетке металлов – металлическая. Это обуславливает их особые физические свойства: электропроводность, теплопроводность, пластичность. Атомы неметаллов связаны между собой с помощью неполярной ковалентной связи. Они могут иметь атомную (алмаз, графит, кремний) или молекулярную (белый фарфор, галогены, кристаллическая сера S₈) кристаллическую решетки. Поэтому физические свойства неметаллов весьма различны.

Сложные вещества делятся на 4 класса: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород.

Номенклатура оксидов. Названия оксидов строится таким образом: сначала произносят слово «оксид», а затем называют образующий его элемент. Если элемент имеет переменную валентность, то она указывается римской цифрой в круглых скобках в конце названия:

 

Na^I₂O – оксид натрия; Са^IIО – оксид кальция;

S^IVO₂ – оксид серы (IV); S^VIO₃ – оксид серы (VI).

 

При составлении формул оксидов необходимо помнить, что молекула всегда электронейтральна, т.е. она содержит одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Степень окисления кислорода в оксидах всегда – 2. Выравнивание зарядов производят индексами, которые ставят внизу справа у элемента.

Характерная степени окисления элементов определяется следующим образом:

I группа – в основном +1,

II группа – в основном +2,

III группа – в основном +3,

IV группа – в основном +2, +4 (четные числа),

V группа – в основном +3, +5 (нечетные числа),

VI группа – в основном +2, +4, +6 (четные числа),

VII группа – в основном +3, +5, +7 (нечетные числа).

Классификация оксидов. По химическим свойствам оксиды делятся на две группы:

1) безразличные – не образуют солей, например: NO, CO,

H₂O;

2) солеобразующие, которые, в свою очередь, подразделяются на:

– основные – это оксиды типичных металлов со степенью окисления +1,+2 (I и II групп главных подгрупп, кроме бериллия) и оксиды металлов в минимальной степени окисления, если металл обладает переменной степенью окисления (CrO, MnO);

– кислотные – это оксиды типичных неметаллов (CO₂, SO₃, N₂O₅) и металлов в максимальной степени окисления, равной номеру группы в ПСЭ Д.И.Менделеева (CrO_3, Mn₂O₇);

– амфотерные оксиды (обладающие как основными, так и кислотными свойствами, в зависимости от условий проведения реакции) – это оксиды металлов BeO, Al₂O₃, ZnO и металлов побочных подгрупп в промежуточной степени окисления (Cr₂O₃, MnO₂).

 

Основные оксиды

 

Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Основным оксидам соответствуют основания. Например, оксиду кальция CaOотвечает гидроксид кальция Ca(OH)₂, оксиду кадмия CdO – гидроксид кадмия Cd(OH)₂.

 

Получение

1. Непосредственное взаимодействие металла с кислородом:

2Mg + O₂ 2MgO.

 

 

2. Горение сложных веществ:

2FeS + 3O₂ 2FeO + 2SO_2.

 

 

3. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

CaCO₃ CaO + CO_2.

 

4. Разложение оснований:

Ca(OH)₂ CaO + H₂O.

 

 

Физические свойства

Все основные оксиды – твердые вещества, чаще нерастворимые в воде, окрашенные в различные цвета, например Cu₂O –красного цвета, MgO – белого.

 

Химические свойства

1. Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием оснований. Непосредственно в реакцию соединения с водой вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов:

Na₂O + H₂O → 2NaOH,

CaO + H₂O → Ca(OH)_2.

 

2. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды:

CaO + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O.

 

 

3. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли:

СaO + SiO₂ CaSiO₃

 

4. Взаимодействие с амфотерными оксидами:

 

СaO + Al₂O₃ Сa (AlO₂)_2.

 

 

Кислотные оксиды

 

Кислотными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Им соответствуют кислоты. Например, оксиду серы (IV) соответствует сернистая кислота H₂SO₃.

Получение

1. Горение сложных веществ:

 

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O.

 

2. Разложение кислородосодержащих кислот:

H₂SO₄ SO₃ + H₂O.

3. Взаимодействие неметалла с кислородом:

 

S + O₂ SO_2.

 

 

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

CaCO₃ CaO + CO_2.

 

Физические свойства

Кислотные оксиды могут быть твердыми, жидкими и газообразными: Р₂О₅ – твердый, SiO₂ – твердый, СО₂ – газообразный,. SO₃ – жидкий. К воде относятся по-разному (Р₂О₅ – растворимый, SiO₂ – нерастворимый).

Химические свойства

 

1. Взаимодействие с водой с образованием кислоты:

 

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO_4.

 

2. Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды:

SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O.

 

3. Взаимодействие с основными оксидами с образованием солей:

SO₃ + Na₂O → Na₂SO_4.

 

 

Амфотерные оксиды

 

Оксиды, гидратные соединения которых проявляют свойства как кислот, так и оснований, называются амфотерными.

Например: оксид алюминия Al₂O₃,

оксид марганца (IV) MnO₂.

 

Получение

Способы получения амфотерных оксидов аналогичны основным оксидам.

 

Физические свойства

Поскольку это оксиды металлов, то они, как и основные оксиды, твердые вещества, мало или нерастворимые в воде. (Al₂O₃ – нерастворим в Н₂О). Некоторые из них имеют характерную окраску (Fe₂О₃ – бурый).

Химические свойства

 

1. C водой не взаимодействуют.

 

2. Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием солей при сплавлении (основные свойства):

 

ZnO + SiO₂ → ZnSiO_3.

 

3. Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (основные свойства):

 

ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O.

 

4. Взаимодействие с растворами и расплавами щелочей с образованием соли и воды (кислотные свойства):

 

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄],

 

AI₂O₃ + 2NaOH 2NaAIO₂ + H₂O.

 

5. Взаимодействие с основными оксидами (кислотные свойства):

 

AI₂O₃ + CaO Ca(AIO₂)_2.

 

 

Лабораторная работа № 1

Получение и химические свойства оксидов

Цель работы: ознакомиться с химическими свойствами оксидов и способами их получения. Освоить технику выполнения нагревания в открытом пламени.

Посуда и реактивы: пробирки, пробиркодержатель, спиртовка, фарфоровый тигель, коническая колба, микрошпатель. Набор индикаторов, магниевая лента, кусочки малахита, серы, дистиллированная вода.

 

Ход работы:

Опыт № 1. Получение и свойства оксида магния

 

Небольшой кусочек магниевой ленты закрепить в пробиркодержатель и нагреть в пламени спиртовки до начала реакции. Работу надо проводить в темных защитных очках. Отметить, что магний горит ярким пламенем с выделением большого количества тепла. Продукт горения магния собрать в небольшой фарфоровый тигель или пробирку. Отметить цвет порошка. Написать уравнение реакции. Какими свойствами обладает этот порошок?

Полученный порошок растворить в небольшом количестве воды при нагревании. В этот раствор добавить 1–2 капли фенолфталеина. Отметить окраску фенолфталеина и сделать вывод. Напишите уравнения реакций.

 

 

Опыт № 2. Получение и свойства оксида меди (II)

В пробирку поместить один микрошпатель карбоната гидроксомеди (II) (CuOH)₂CO₃ (малахита). Отметить цвет соли. Закрепить пробирку в штативе, осторожно и равномерно прогреть всю пробирку.

 

 

Как изменился цвет малахита? Почему на стенках пробирки появились капельки воды? Если закрыть отверстие пробирки пробкой с газоотводной трубкой и опустить в известковую воду, то образуется белый осадок. Написать уравнения реакций. Охладить пробирку до комнатной температуры, прилить небольшое количество воды и осторожно взболтать. Осадку дать отстояться и сделать вывод о его растворимости.

 

 

Опыт № 3. Получение и свойства оксида серы (IV)

В термостойкий стакан или коническую колбу налить небольшое количество воды. Нагреть в железной ложке небольшой кусочек серы до воспламенения, опустить ложку в стакан (не касаясь воды) и прикрыть сверху крышкой. Записать уравнения реакции горения серы, учитывая, что образуется оксид серы (1V). Затем убрать ложку, взболтать содержимое стакана и внести в раствор 3–4 капли лакмуса. Как изменится цвет индикатора? Напишите уравнения реакции. Сделайте соответствующие выводы.