Strana 2

Treba poznamenať, že rozpustnosť oxidov kovov a rýchlosť rozpúšťania vodného kameňa v kyseline chlorovodíkovej je vyššia ako v kyseline sírovej pri rovnakých koncentráciách. Okrem toho menej aktívne reaguje so železom, takže strata kovu počas leptania v kyseline chlorovodíkovej je o niečo menšia. V kyseline chlorovodíkovej dochádza k odstraňovaniu vodného kameňa najmä v dôsledku jej rozpustenia, zatiaľ čo v kyseline sírovej - najmä v dôsledku jej oddeľovania od povrchu v dôsledku leptania kovu a uvoľňovania vodného kameňa uvoľneným vodíkom.

Rovnováha je posunutá v dôsledku zníženia rozpustnosti oxidu uhoľnatého spôsobeného zvýšením teploty a tlaku. Varenie môže úplne odstrániť oxid uhoľnatý a tým výrazne znížiť tvrdosť uhličitanu vápenatého. Túto tvrdosť však nie je možné úplne odstrániť, keďže uhličitan vápenatý, aj keď nepatrne (13 mg/l pri teplote 18 C), je stále rozpustný vo vode.

Pri hmotnostnej koncentrácii chloridu hlinitého 2 - 6% je rozpustnosť oxidu hlinitého vo všetkých študovaných taveninách nízka a predstavuje stotiny percenta.

So zvyšujúcou sa teplotou kalenia (do 100 C) klesá rozpustnosť oxidu vápenatého, rozpustnosť oxidu kremičitého prakticky zostáva rovná nule. Pevnosť konštrukcie je preto daná najmä hydratáciou a tvorbou štruktúry slinku portlandského cementu, ktorého množstvo v navrhovanom spojive, ako aj v zmesi cement-piesok sa znižuje a prirodzene aj pevnosť kameňa. na báze čistého portlandského cementu bude vyššia.

So zavedením fluoridu olovnatého do roztoku taveniny sa teplota topenia výrazne znížila a rozpustnosť oxidu ytria sa zvýšila. Napríklad štúdium fázových vzťahov v systéme PbO:PbF2 - Fe2O3 - Y2O3 ukázalo, že pri molárnom pomere PbO:PbF2 1:2 kryštalizuje magnetoplumbit a ortoferrit spolu s ferogranátom.

Napriek tomu, bez ohľadu na dôvod týchto nezrovnalostí, sa nám zdá nepravdepodobné, že by rozpustnosť oxidu hlinitého v uvažovaných chloridových taveninách bola približne rovnaká ako v roztavenom kryolite.

Ako by mal byť vyjadrený vzorec látky, aby ste našli hodnotu PR vo vyhľadávacej tabuľke PR a vypočítali koncentráciu katiónu v roztoku a rozpustnosť oxidu.

V tejto práci boli uskutočnené semiempirické odhady energie rozpustnosti oxidov Ca, Mg a Ti v korunde v modeli molekulárnej statiky pre iónové kryštály s použitím efektívnych párových potenciálov.

Rozpustnosť amorfného oxidu kremičitého bola 0,0082 %, vo výbornej zhode s údajmi iných autorov (pozri obr. 1.4), ale v prítomnosti 0,000004 - 0,000010 % oxidu hlinitého, ktorý bol adsorbovaný na oxide kremičitom, sa rozpustnosť oxidu hlinitého znížila na približne 0,0067,00002 %. Vplyv rozpustného oxidu kremičitého na rozpustnosť oxidu hlinitého bol nevýznamný, pretože samotný oxid hlinitý sa rozpustil len na 0000006 - 0000030 % a časť z neho mohla byť v koloidnej forme.

Toxické vlastnosti oxidu uhoľnatého sú spôsobené tým, že aj pri relatívne nízkych koncentráciách sa spája s hemoglobínom v krvi a vytláča z neho kyslík. Rozpustnosť oxidu uhoľnatého vo vode je veľmi nízka.

Medzi dvoma peritektikami na krivke kryštalizácie a-fázy je mierne minimum, ktoré zodpovedá obsahu oxidu titaničitého 16 67 mol. Hranica rozpustnosti oxidu titaničitého v a-titáne v teplotnom rozsahu od 800 do 1700 °C zodpovedá obsahu Ti02 25 mol. Prítomnosť maxima v kryštalizačnej krivke naznačuje vznik v systéme určitej zlúčeniny obsahujúcej 16 67 mol. Vznik tejto zlúčeniny v systéme potvrdzuje aj prítomnosť anomálnych zmien mikrotvrdosti, elektrickej vodivosti a iných vlastností zliatiny, keď obsahuje asi 16 7 mol. Mikroštrukturálna analýza zliatin tiež ukázala, že v systéme Ti-TiOo sa nachádza aj špeciálna fáza s obsahom okolo 3 mol. A - titán a TisO teda tvoria súvislú sériu tuhých roztokov len v teplotnom rozsahu od 825 do 882 C.

Kaustický magnezit a dolomit sa nemiešajú s vodou, ale s vodnými roztokmi chloridu horečnatého alebo síranu horečnatého. V týchto roztokoch sa zvyšuje rozpustnosť oxidu horečnatého a proces tvrdnutia sa prudko zrýchľuje.

Ako sa mení acidobázický charakter zlúčenín chrómu so zmenou oxidačného stavu z 11 na VI. Čo vysvetľuje rozdiel v chemickej rozpustnosti oxidov a hydrátov oxidov molybdénu a volfrámu v oxidačnom stupni VI v kyselinách.

V iných štúdiách sa za určujúci stupeň chloračného procesu v tavenine považuje rozpúšťanie oxidov. Bol stanovený určitý vzťah medzi rozpustnosťou oxidu v tavenine a rýchlosťou jeho chlorácie. Táto závislosť však nie je úmerná. Vysvetľuje to skutočnosť, že rozhodujúci význam má nielen rozpustnosť, ale aj rýchlosť rozpúšťania oxidu.

To sa vysvetľuje skutočnosťou, že rozpustnosť oxidu horečnatého v skle je väčšia ako v kryštalických aluminoferitoch.

Moderná chemická veda predstavuje mnoho rôznorodých odvetví a každé z nich navyše teoretický základ, má veľký aplikačný a praktický význam. Čoho sa dotknete, všetko okolo vás je chemický produkt. Hlavnými sekciami sú anorganická a organická chémia. Uvažujme, aké hlavné triedy látok sú klasifikované ako anorganické a aké vlastnosti majú.

Hlavné kategórie anorganických zlúčenín

Patria sem nasledujúce položky:

1. Oxidy.
2. Soľ.
3. Dôvody.
4. Kyseliny.

Každá z tried je zastúpená širokou škálou zlúčenín anorganickej povahy a je dôležitá takmer v akejkoľvek štruktúre ľudskej hospodárskej a priemyselnej činnosti. Všetky hlavné vlastnosti charakteristické pre tieto zlúčeniny, ich výskyt v prírode a ich produkcia sa bez problémov študujú v školskom kurze chémie v ročníkoch 8-11.

Existuje všeobecná tabuľka oxidov, solí, zásad, kyselín, ktorá uvádza príklady každej látky a ich stav agregácie a výskyt v prírode. Zobrazuje tiež interakcie, ktoré opisujú Chemické vlastnosti. My sa však pozrieme na každú z tried samostatne a podrobnejšie.

Skupina zlúčenín - oxidy

4. Reakcie, v dôsledku ktorých prvky menia CO

Me + n O + C = Me0 + CO

1. Voda s činidlom: tvorba kyselín (výnimka SiO 2)

CO + voda = kyselina

2. Reakcie so zásadami:

C02 + 2CsOH = Cs2C03 + H20

3. Reakcie so zásaditými oxidmi: tvorba solí

P205 + 3MnO = Mn3 (P03) 2

4. OVR reakcie:

CO2 + 2Ca = C + 2CaO,

Vykazujú duálne vlastnosti a interagujú podľa princípu acidobázickej metódy (s kyselinami, zásadami, zásaditými oxidmi, kyslými oxidmi). Neinteragujú s vodou.

1. S kyselinami: tvorba solí a vody

AO + kyselina = soľ + H20

2. So zásadami (alkáliami): tvorba hydroxokomplexov

Al203 + LiOH + voda = Li

3. Reakcie s kyslými oxidmi: získavanie solí

FeO + S02 = FeS03

4. Reakcie s OO: tvorba solí, fúzia

MnO + Rb20 = podvojná soľ Rb2MnO2

5. Fúzne reakcie s alkáliami a uhličitanmi alkalických kovov: tvorba solí

Al203 + 2LiOH = 2LiAl02 + H20

Netvoria kyseliny ani zásady. Vykazujú vysoko špecifické vlastnosti.

Každý vyšší oxid, tvorený kovom alebo nekovom, po rozpustení vo vode poskytuje silnú kyselinu alebo zásadu.

Organické a anorganické kyseliny

Klasicky (na základe polôh ED - elektrolytická disociácia - Svante Arrhenius) sú kyseliny zlúčeniny, v ktorých vodné prostredie disociujúce na katióny H + a anióny zvyškov kyselín An -. Avšak, dnešné kyseliny boli tiež intenzívne študované v bezvodých podmienkach, takže existuje veľa rôznych teórií pre hydroxidy.

Empirické vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí pozostávajú iba zo symbolov, prvkov a indexov označujúcich ich množstvo v látke. Napríklad anorganické kyseliny sú vyjadrené vzorcom H + kyslý zvyšok n-. Organická hmota majú iné teoretické mapovanie. Okrem empirického si môžete zapísať celý a skrátený štruktúrny vzorec, ktorý bude odrážať nielen zloženie a množstvo molekuly, ale aj poradie usporiadania atómov, ich vzájomné prepojenie a hlavnú funkčnú skupinu pre karboxylové kyseliny -COOH.

V anorganických látkach sú všetky kyseliny rozdelené do dvoch skupín:

• bez kyslíka - HBr, HCN, HCL a iné;
• s obsahom kyslíka (oxokyseliny) - HClO 3 a všetko, kde je kyslík.

Anorganické kyseliny sú tiež klasifikované podľa stability (stabilné alebo stabilné - všetko okrem uhličitých a sírnych, nestabilné alebo nestabilné - uhličité a sírové). Pokiaľ ide o silu, kyseliny môžu byť silné: sírová, chlorovodíková, dusičná, chloristá a iné, ako aj slabé: sírovodík, chlór a iné.

Organická chémia neponúka rovnakú rozmanitosť. Kyseliny, ktoré sú organického pôvodu, sú klasifikované ako karboxylové kyseliny. Ich spoločným znakom je prítomnosť funkčnej skupiny -COOH. Napríklad HCOOH (mravčia), CH 3 COOH (octová), C 17 H 35 COOH (stearová) a ďalšie.

Existuje množstvo kyselín, ktoré sú obzvlášť starostlivo zdôrazňované pri zvažovaní tejto témy v školskom kurze chémie.

1. Solyanaya.
2. Dusík.
3. Ortofosforečná.
4. bromovodíkový.
5. Uhlie.
6. Jodovodík.
7. Sírový.
8. Acetát alebo etán.
9. Bután alebo olej.
10. Benzoín.

Týchto 10 kyselín v chémii sú základné látky zodpovedajúcej triedy tak v školskom kurze, ako aj vo všeobecnosti v priemysle a syntéze.

Vlastnosti anorganických kyselín

Medzi hlavné fyzikálne vlastnosti patrí predovšetkým rozdielny stav agregácie. Koniec koncov, existuje množstvo kyselín, ktoré majú formu kryštálov alebo práškov (boritá, ortofosforečná). normálnych podmienkach. Prevažná väčšina známych anorganických kyselín sú rôzne kvapaliny. Teploty varu a topenia sa tiež líšia.

Kyseliny môžu spôsobiť vážne popáleniny, pretože majú silu ničiť organické tkanivá a kožné pokrytie. Na detekciu kyselín sa používajú indikátory:

• metyl pomaranč (v normálnom prostredí - oranžová, v kyselinách - červená),
• lakmus (v neutrálnom - fialový, v kyselinách - červený) alebo niektoré iné.

Medzi najdôležitejšie chemické vlastnosti patrí schopnosť interakcie s jednoduchými aj zložitými látkami.

Chemické vlastnosti anorganických kyselín

S čím interagujú?	Príklad reakcie
1. S jednoduchými látkami – kovmi. Povinná podmienka: kov musí byť v EHRNM pred vodíkom, pretože kovy stojace za vodíkom ho nedokážu vytesniť zo zloženia kyselín. Reakcia vždy produkuje plynný vodík a soľ.
2. S dôvodmi. Výsledkom reakcie je soľ a voda. Takéto reakcie silných kyselín s alkáliami sa nazývajú neutralizačné reakcie.	Akákoľvek kyselina (silná) + rozpustná zásada = soľ a voda
3. S amfotérnymi hydroxidmi. Zrátané a podčiarknuté: soľ a voda.	2HNO2 + hydroxid berýlia = Be(NO2)2 (stredná soľ) + 2H20
4. So zásaditými oxidmi. Výsledok: voda, soľ.	2HCL + FeO = chlorid železitý + H20
5. S amfotérnymi oxidmi. Konečný efekt: soľ a voda.	2HI + ZnO = ZnI2 + H20
6. So soľami tvorenými slabšími kyselinami. Konečný efekt: soľ a slabá kyselina.	2HBr + MgC03 = bromid horečnatý + H20 + C02

Pri interakcii s kovmi nie všetky kyseliny reagujú rovnako. Chémia (9. ročník) v škole zahŕňa veľmi plytké štúdium takýchto reakcií, avšak aj na tejto úrovni sa berú do úvahy špecifické vlastnosti koncentrovanej kyseliny dusičnej a sírovej pri interakcii s kovmi.

Hydroxidy: alkálie, amfotérne a nerozpustné zásady

Oxidy, soli, zásady, kyseliny - všetky tieto triedy látok majú spoločnú chemickú povahu, ktorá sa vysvetľuje štruktúrou kryštálovej mriežky, ako aj vzájomným vplyvom atómov v molekulách. Ak však bolo možné poskytnúť veľmi špecifickú definíciu oxidov, potom je to ťažšie urobiť pre kyseliny a zásady.

Rovnako ako kyseliny, aj zásady sú podľa teórie ED látky, ktoré môžu vodný roztok rozkladajú sa na katióny kovov Me n+ a anióny hydroxylových skupín OH -.

• Rozpustné alebo alkálie (silné zásady, ktoré menia farbu indikátorov). Tvorené kovmi I. a II. skupiny. Príklad: KOH, NaOH, LiOH (to znamená, že sa berú do úvahy prvky iba hlavných podskupín);
• Mierne rozpustný alebo nerozpustný (stredne silný, nemeňte farbu indikátorov). Príklad: hydroxid horečnatý, železo (II), (III) a iné.
• Molekulárne (slabé zásady, vo vodnom prostredí sa reverzibilne disociujú na molekuly iónov). Príklad: N 2 H 4, amíny, amoniak.
• Amfotérne hydroxidy (vykazujú dvojité vlastnosti zásaditá-kyselina). Príklad: berýlium, zinok atď.

Každá prezentovaná skupina je študovaná v školskom kurze chémie v sekcii „Základy“. Chémia v ročníkoch 8-9 zahŕňa podrobné štúdium alkálií a zle rozpustných zlúčenín.

Hlavné charakteristické vlastnosti báz

Všetky alkálie a zle rozpustné zlúčeniny sa v prírode nachádzajú v pevných látkach. kryštalický stav. Zároveň sú ich teploty topenia zvyčajne nízke a zle rozpustné hydroxidy sa pri zahrievaní rozkladajú. Farba základov je rôzna. Ak zásadité biely, potom môžu mať kryštály zle rozpustných a molekulárnych zásad veľmi rozdielne farby. Rozpustnosť väčšiny zlúčenín tejto triedy možno nájsť v tabuľke, ktorá uvádza vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí a ukazuje ich rozpustnosť.

Alkálie môžu meniť farbu indikátorov nasledovne: fenolftaleín - karmínová, metyloranžová - žltá. To je zabezpečené voľnou prítomnosťou hydroxoskupín v roztoku. To je dôvod, prečo zle rozpustné zásady nedávajú takúto reakciu.

Chemické vlastnosti každej skupiny zásad sú odlišné.

Chemické vlastnosti
Alkálie	Mierne rozpustné základy	Amfotérne hydroxidy
I. Interakcia s CO (výsledok - soľ a voda): 2LiOH + S03 = Li2S04 + voda II. Interakcia s kyselinami (soľ a voda): bežné neutralizačné reakcie (pozri kyseliny) III. Interagujú s AO za vzniku hydroxokomplexu soli a vody: 2NaOH + Me + nO = Na2Me +n02 + H20 alebo Na2 IV. Interagujú s amfotérnymi hydroxidmi za vzniku hydroxokomplexných solí: To isté ako pri AO, len bez vody V. Reakcia s rozpustnými soľami za vzniku nerozpustných hydroxidov a solí: 3CsOH + chlorid železitý = Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Reagujte so zinkom a hliníkom vo vodnom roztoku za vzniku solí a vodíka: 2RbOH + 2Al + voda = komplex s hydroxidovým iónom 2Rb + 3H2	I. Pri zahrievaní sa môžu rozkladať: nerozpustný hydroxid = oxid + voda II. Reakcie s kyselinami (výsledok: soľ a voda): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + voda III. Interakcia s KO: Me + n (OH) n + KO = soľ + H20	I. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody: (II) + 2HBr = CuBr2 + voda II. Reakcia s alkáliami: výsledok - soľ a voda (podmienka: fúzia) Zn(OH)2 + 2CsOH = soľ + 2H20 III. Reagujte so silnými hydroxidmi: výsledkom sú soli, ak reakcia prebieha vo vodnom roztoku: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Toto je väčšina chemických vlastností, ktoré zásady vykazujú. Chémia zásad je pomerne jednoduchá a riadi sa všeobecnými zákonmi všetkých anorganických zlúčenín.

Trieda anorganických solí. Klasifikácia, fyzikálne vlastnosti

Na základe ustanovení ED sa soli môžu nazývať anorganické zlúčeniny, ktoré sa vo vodnom roztoku disociujú na kovové katióny Me + n a anióny kyslých zvyškov An n-. Takto si viete predstaviť soli. Chémia poskytuje viac ako jednu definíciu, ale táto je najpresnejšia.

Okrem toho sa všetky soli podľa ich chemickej povahy delia na:

• Kyslé (obsahujúce vodíkový katión). Príklad: NaHSO 4.
• Zásadité (obsahujúce hydroxoskupinu). Príklad: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Stredná (pozostáva len z katiónu kovu a zvyškov kyseliny). Príklad: NaCL, CaSO 4.
• Dvojité (vrátane dvoch rôznych katiónov kovov). Príklad: NaAl(SO 4) 3.
• Komplex (hydroxokomplexy, aquakomplexy a iné). Príklad: K 2.

Vzorce solí odrážajú ich chemickú povahu a tiež označujú kvalitatívne a kvantitatívne zloženie molekuly.

Oxidy, soli, zásady, kyseliny majú rôzne vlastnosti rozpustnosti, ktoré je možné vidieť v príslušnej tabuľke.

Ak hovoríme o stav agregácie soli, vtedy si treba všimnúť ich monotónnosť. Existujú iba v pevnom, kryštalickom alebo práškovom stave. Farebná škála je pomerne pestrá. Roztoky komplexných solí majú spravidla svetlé, nasýtené farby.

Chemické interakcie pre triedu stredných solí

Majú podobné chemické vlastnosti ako zásady, kyseliny a soli. Oxidy, ako sme už preskúmali, sa od nich v tomto faktore trochu líšia.

Celkovo možno pre stredné soli rozlíšiť 4 hlavné typy interakcií.

I. Interakcia s kyselinami (iba silnými z pohľadu ED) za vzniku ďalšej soli a slabej kyseliny:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcie s rozpustnými hydroxidmi za vzniku solí a nerozpustných zásad:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rozpustná soľ + Cu(OH) 2 nerozpustná zásada

III. Reakcia s inou rozpustnou soľou za vzniku nerozpustnej soli a rozpustnej soli:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcie s kovmi nachádzajúcimi sa v EHRNM vľavo od toho, ktorý tvorí soľ. V tomto prípade by reagujúci kov za normálnych podmienok nemal interagovať s vodou:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Toto sú hlavné typy interakcií, ktoré sú charakteristické pre stredné soli. Vzorce komplexných, zásaditých, podvojných a kyslých solí hovoria samy za seba o špecifickosti vykazovaných chemických vlastností.

Vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí odrážajú chemickú podstatu všetkých predstaviteľov týchto tried anorganických zlúčenín a navyše poskytujú predstavu o názve látky a jej fyzikálne vlastnosti. Ich písaniu by sa preto mala venovať osobitná pozornosť. Obrovské množstvo zlúčenín nám ponúka všeobecne úžasná veda chémie. Oxidy, zásady, kyseliny, soli – to je len časť z obrovskej rozmanitosti.

Komplikácia štruktúry látky pri klasifikácii anorganických zlúčenín nastáva v nasledujúcom poradí: prvky ® oxidy (zásadité, kyslé, amfotérne) ® hydroxidy (zásady a kyseliny) ® soli (priemerné, kyslé, zásadité).

Oxidy sa volajú komplexné látky, pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík. Podľa chemickej povahy sa oxidy delia do troch skupín:

· zásadité oxidy, Na 2 O, MgO, CaO, FeO, NiO, Fe 2 O 3, ...;

· kyslé oxidy, S02, S03, C02, Mn207, P205, ...;

· amfotérne oxidy, Al 2 O 3, ZnO, BeO, SnO, Cr 2 O 3, PbO

tuhé oxidy K 2 O, Al 2 O 3, P 2 O 5, ...

kvapalina: SO 3, N 2 O 4, ...

plynné: CO 2, NO 2, SO 2 ...

Podľa rozpustnosti vo vode sa oxidy delia:

na rozpustný(SO2, CO2, K20, Na20, Rb20, CaO)

A nerozpustné: ( CuO, FeO, NiO, SiO 2, Al 2 O 3, MoO 3, amfotérne oxidy)

1.1.1 Zásadité oxidy

Hlavnása volajú oxidy, ktoré pri reakcii s kyselinami tvoria soľ a vodu. Medzi hlavné oxidy patrí oxid draselný K2O, oxid vápenatý CaO, oxid mangánu (II) MnO, oxid meďnatý Cu2O atď.

Zásadité oxidy reagujú s kyselinami za vzniku

soľ a voda; MnO + 2HCl Þ MnCl2 + H20; Fe203 + 3H2S04 = Fe2(S04)3 + 3H20.

Zásadité oxidy interagujú s kyslými oxidmi s

tvorba solí: CaO + C02 = CaC03; 3Na20 + P205 = 2Na3P04.

2FeO + Si02 = Fe2Si04

Oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú s vodou:

K20 + H20 = 2KOH; CaO + H20 + Ca(OH) 2

Zásadité oxidy možno definovať aj ako oxidy, ktorým zodpovedajú zásady. Napríklad oxid mangánu MnO zodpovedá hydroxidu Mn(OH)2. Hlavnými oxidmi sú oxidy s-, f- A d-prvky v najnižšom oxidačnom stupni a oxidy niekt p-prvky.

Kyslé oxidy

Kyslé oxidy možno nazvať oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám. Oxid sírový (VI) SO 3 teda zodpovedá kyseline sírovej H 2 SO 4, vyššiemu oxidu mangánu (VII) Mn 2 O 7 - kyseline mangánovej HMnO 4.

(A). Spoločnou vlastnosťou všetkých kyslých oxidov je ich schopnosť reagovať so zásadami za vzniku soli a vody:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O na napísanie vzorca soli, ktorú potrebujete vedieť

Ktorá kyselina zodpovedá tomuto oxidu?

N205 + Ba(OH)2 = Ba(N03)2 + H20; S03 + Ca(OH)2 = CaS04 + H20

[ HNO3]

(b). Kyslé oxidy interagujú so zásaditými oxidmi za vzniku solí: CaO + CO 2 = CaCO 3 ; 3Na20 + P205 = 2Na3P04.

(V). Vo vzťahu k vode môžu byť kyslé oxidy dobre alebo zle rozpustné. Medzi rozpustné oxidy patrí oxid uhoľnatý (IV) CO 2, oxidy síry atď. Medzi zle rozpustné kyslé oxidy patrí oxid kremičitý SiO 2, oxid molybdénový MoO 3 atď. Pri rozpustení vo vode vznikajú kyseliny: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3; S03 + H20 = H2S04

Nesolnotvorné (indiferentné, indiferentné) oxidy CO, SiO, N 2 0, NO.

Oxidy tvoriace soli:

Základné. Oxidy, ktorých hydráty sú zásadami. Oxidy kovov s oxidačným stavom +1 a +2 (menej často +3). Príklady: Na 2 O - oxid sodný, CaO - oxid vápenatý, CuO - oxid meďnatý, CoO - oxid kobaltnatý (II), Bi 2 O 3 - oxid bizmutitý, Mn 2 O 3 - mangán (III) oxid).

Amfoterný. Oxidy, ktorých hydráty sú amfotérne hydroxidy. Oxidy kovov s oxidačným stavom +3 a +4 (menej často +2). Príklady: Al 2 O 3 - oxid hlinitý, Cr 2 O 3 - oxid chrómu (III), SnO 2 - oxid cíničitý, MnO 2 - oxid mangánu (IV), ZnO - oxid zinočnatý, BeO - oxid berýlium.

Kyslé. Oxidy, ktorých hydráty sú kyseliny obsahujúce kyslík. Oxidy nekovov. Príklady: P 2 O 3 - oxid fosforečný (III), CO 2 - oxid uhličitý (IV), N 2 O 5 - oxid dusnatý (V), SO 3 - oxid sírový (VI), Cl 2 O 7 - oxid chlóru ( VII). Oxidy kovov s oxidačným stavom +5, +6 a +7. Príklady: Sb 2 O 5 - oxid antimónu (V). CrOz - oxid chrómu (VI), MnOz - oxid mangánu (VI), Mn 2 O 7 - oxid mangánu (VII).

Zmena charakteru oxidov so zvyšujúcim sa oxidačným stavom kovu

Fyzikálne vlastnosti

Oxidy sú pevné, kvapalné a plynné, rôznych farieb. Napríklad: oxid meďnatý CuO je čierny, oxid vápenatý CaO je biely - pevné látky. Oxid sírový (VI) SO3 je bezfarebná prchavá kvapalina a oxid uhoľnatý (IV) CO2 je za bežných podmienok bezfarebný plyn.

Stav agregácie

CaO, CuO, Li20 a iné zásadité oxidy; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 a iné amfotérne oxidy; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 a iné kyslé oxidy.

SO3, Cl207, Mn207 atď.

plynný:

CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2 atď.

Rozpustnosť vo vode

Rozpustný:

a) zásadité oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín;

b) takmer všetky kyslé oxidy (výnimka: SiO 2).

Nerozpustné:

a) všetky ostatné zásadité oxidy;

b) všetky amfotérne oxidy

Chemické vlastnosti

1. Acidobázické vlastnosti

Spoločnými vlastnosťami zásaditých, kyslých a amfotérnych oxidov sú acidobázické interakcie, ktoré ilustruje nasledujúci diagram:

(len pre oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín) (okrem SiO 2).

Amfotérne oxidy, ktoré majú vlastnosti zásaditých aj kyslých oxidov, interagujú so silnými kyselinami a zásadami:

2. Redoxné vlastnosti

Ak má prvok premenlivý oxidačný stav (s.o.), potom jeho oxidy s nízkym s. O. môžu vykazovať redukčné vlastnosti a oxidy s vysokým c. O. - oxidačné.

Príklady reakcií, v ktorých oxidy pôsobia ako redukčné činidlá:

Oxidácia oxidov s nízkou c. O. na oxidy s vysokým c. O. prvkov.

2C +20 + 02 = 2C +402

2S+402+02 = 2S+603

2N +20 + 02 = 2N +402

Oxid uhoľnatý (II) redukuje kovy z ich oxidov a vodík z vody.

C +20 + FeO = Fe + 2C +402

C +20 + H20 = H2 + 2C +402

Príklady reakcií, v ktorých oxidy pôsobia ako oxidačné činidlá:

Redukcia oxidov s vysokým o. prvky na oxidy s nízkym c. O. alebo kým jednoduché látky.

C +402 + C = 2C +20

2S + 603 + H2S = 4S + 402 + H20

C+402 + Mg = Co + 2 MgO

Cr +3203 + 2Al = 2Cr0 + 2Al203

Cu +20 + H2 = Cuo + H20

Použitie oxidov nízkoaktívnych kovov na oxidáciu organických látok.

Niektoré oxidy, v ktorých má prvok medziprodukt c. o., schopný disproporcie;

Napríklad:

2N02 + 2NaOH = NaN02 + NaN03 + H20

Spôsoby získavania

1. Interakcia jednoduchých látok - kovov a nekovov - s kyslíkom:

4Li + 02 = 2Li20;

2Cu + 02 = 2CuO;

4P + 502 = 2P205

2. Dehydratácia nerozpustných zásad, amfotérnych hydroxidov a niektorých kyselín:

Cu(OH)2 = CuO + H20

2Al(OH)3 = A1203 + 3H20

H2S03 = S02 + H20

H2Si03 = Si02 + H20

3. Rozklad niektorých solí:

2Cu(N03)2 = 2CuO + 4N02 + O2

CaC03 = CaO + C02

(CuOH)2C03 = 2CuO + C02 + H20

4. Oxidácia zložitých látok kyslíkom:

CH4+202 = C02 + H20

4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2

4NH3 + 502 = 4NO + 6H20

5. Redukcia oxidujúcich kyselín kovmi a nekovmi:

Cu + H2S04 (konc) = CuS04 + S02 + 2H20

10HN03 (konc) + 4Ca = 4Ca(N03)2 + N20 + 5H20

2HN03 (zriedený) + S = H2S04 + 2NO

6. Vzájomné premeny oxidov počas redoxných reakcií (pozri redoxné vlastnosti oxidov).

Oxidy sa nazývajú komplexné látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy kyslíka v oxidačnom stave - 2 a nejaký ďalší prvok.

možno získať priamou interakciou kyslíka s iným prvkom, alebo nepriamo (napríklad pri rozklade solí, zásad, kyselín). Za normálnych podmienok sú oxidy v pevnom, kvapalnom a plynnom stave, tento typ zlúčenín je v prírode veľmi bežný. Oxidy sa nachádzajú v zemskej kôre. Hrdza, piesok, voda, oxid uhličitý sú oxidy.

Sú buď soľotvorné, alebo nesolitvorné.

Oxidy tvoriace soli- Sú to oxidy, ktoré tvoria soli v dôsledku chemických reakcií. Ide o oxidy kovov a nekovov, ktoré pri interakcii s vodou vytvárajú zodpovedajúce kyseliny a pri interakcii so zásadami zodpovedajúce kyslé a normálne soli. Napríklad, Oxid meďnatý (CuO) je oxid tvoriaci soľ, pretože napríklad pri reakcii s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká soľ:

CuO + 2HCl -> CuCl2 + H20.

V dôsledku chemických reakcií možno získať ďalšie soli:

CuO + SO3 → CuS04.

Nesolitvorné oxidy Sú to oxidy, ktoré netvoria soli. Príklady zahŕňajú CO, N20, NO.

Oxidy tvoriace soli sú zase 3 typov: zásadité (od slova « základňu » ), kyslé a amfotérne.

Zásadité oxidy Tieto oxidy kovov sa nazývajú tie, ktoré zodpovedajú hydroxidom patriacim do triedy zásad. Medzi zásadité oxidy patrí napríklad Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO atď.

Chemické vlastnosti základných oxidov

1. Vo vode rozpustné zásadité oxidy reagujú s vodou za vzniku zásad:

Na20 + H20 -> 2NaOH.

2. Reagovať s kyslými oxidmi za vzniku zodpovedajúcich solí

Na20 + S03 → Na2S04.

3. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:

CuO + H2S04 → CuS04 + H20.

4. Reagujte s amfotérnymi oxidmi:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Ak zloženie oxidov obsahuje nekov alebo kov vykazujúci vyššia valencia(zvyčajne vykazujúce od IV do VII), potom budú takéto oxidy kyslé. Kyslé oxidy (anhydridy kyselín) sú tie oxidy, ktoré zodpovedajú hydroxidom patriacim do triedy kyselín. Sú to napríklad CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 atď. Kyslé oxidy sa rozpúšťajú vo vode a zásadách, tvoria soľ a vodu.

Chemické vlastnosti oxidov kyselín

1. Reagujte s vodou za vzniku kyseliny:

S03 + H20 -> H2S04.

Ale nie všetky kyslé oxidy reagujú priamo s vodou (SiO 2 atď.).

2. Reagujte s oxidmi na báze za vzniku soli:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Reagujte s alkáliami za vzniku soli a vody:

C02 + Ba(OH)2 -> BaC03 + H20.

Časť amfotérny oxid obsahuje prvok, ktorý má amfotérne vlastnosti. Amfoterita sa týka schopnosti zlúčenín vykazovať kyslé a zásadité vlastnosti v závislosti od podmienok. Napríklad oxid zinočnatý ZnO môže byť buď zásada alebo kyselina (Zn(OH)2 a H2Zn02). Amfoterita je vyjadrená skutočnosťou, že v závislosti od podmienok vykazujú amfotérne oxidy buď zásadité alebo kyslé vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov

1. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:

ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H20.

2. Reagovať s pevnými alkáliami (počas fúzie), pričom výsledkom reakcie je soľ - zinečnan sodný a voda:

ZnO + 2NaOH → Na2Zn02 + H20.

Keď oxid zinočnatý interaguje s alkalickým roztokom (rovnaký NaOH), dôjde k ďalšej reakcii:

ZnO + 2 NaOH + H20 => Na2.

Koordinačné číslo je charakteristika, ktorá určuje počet blízkych častíc: atómov alebo iónov v molekule alebo kryštáli. Každý amfotérny kov má svoje koordinačné číslo. Pre Be a Zn je 4; Pre a Al je 4 alebo 6; Pre a Cr je to 6 alebo (veľmi zriedkavo) 4;

Amfotérne oxidy sú zvyčajne nerozpustné vo vode a nereagujú s ňou.

Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o oxidoch?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.