При нагревании легко разлагаются оксиды p2o5 cao. Свойства оксида ртути. Свойства кислотных оксидов
Хотелось бы дать возможно более простое определение оксида - это соединение элемента с кислородом. Но существуют кислоты и соли. Рассмотрим соединения H2O2 и BaO2. Перекись водорода является слабой кислотой (она диссоциирует в воде давая ионы водорода и анионы HO2- и O2-2). Пероксид бария - это бариевая соль перекиси водорода. У молекул H2O2 и BaO2 есть кислородный мостик -O-O-, поэтому степень окисления кислорода в этих соединениях -1. В неорганической химии обычно пероксиды к классу оксидов не относят и поэтому необходимо уточнить определение оксида таким образом, чтобы пероксиды в этот класс не попадали. Фтор самый активный неметалл и вслед за ним идет кислород. Формальная степень окисления атома кислорода в оксиде фтора +2, а во всех других оксидах -2. Следовательно, оксидами называют соединения элементов с кислородом, в которых кислород проявляет формальную степень окисления равную -2 (за исключением оксида фтора, где она равна +2).
Один и тот же химический элемент может образовывать с кислородом не один оксид, а несколько, например, у азота известны оксиды N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. Во всех этих оксидах степень окисления у кислорода -2, а у азота, соответственно, +1, +2, +3, +4, +4 и +5. У двух оксидов: NO2 и N2O4 степен окисления азота и кислорода совпадают. В названии веществ отражается история развития химии как науки. В период накопления экспериментальных данных в химии названия веществ отражали либо способ их получения (жженая магнезия: MgCO3 ® MgO + CO2), либо характер воздействия на человека (N2O - веселящий газ), либо сферу применения (пурпурно-красная краска "сурик" - Pb3O4) и т.д. По мере того как все большее число людей изучало химию, по мере того как все большее число веществ надо было охарактеризовать и запомнить возникла необходимость просто словами называть формулу вещества. Введение понятий валентность, степень окисления и т.д. влияло на названия веществ. Мы приведем таблицу, в которой даны названия оксидов азота при использовании различных стилей и номенклатур.
Получение оксидов
При изучении данной главы особое внимание будет уделено взаимосвязи "родственных" веществ из разных классов.
Как получить оксиды из простых веществ? Их окислением:
2Mg + O2 = 2MgO, 2C + O2 = 2CO, C + O2 = CO2.
Рассмотрим лишь принципиальную возможность получения оксида из простых веществ. Получение CO и CO2 будет рассмотрено в разделе "Углерод".
Можно ли получить оксиды из оксидов? Да:
2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.
Можно ли получить оксиды из гидроксидов? Да:
Ca(OH)2 CaO + H2O, H2CO3 = CO2 + H2O.
Можно ли получить оксиды из солей? Да:
CaCO3 CaO + CO2, 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2.
Свойства оксидов
Если посмотреть внимательно реакции, написанные выше, то те из них, в которых оксиды встречались в левой части уравнения, будут говорить нам о свойствах оксидов. Эти общие для всех оксидов свойства относятся к окислительно-восстановительным процессам:
2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2, Al + Fe2O3 = Al2O3 + Fe, C + Fe2O3 = CO + 2FeO.
Но тем не менее, свойства оксидов обычно рассматриваются с учетом их классификации.
Свойства основных оксидов
Прежде всего надо показать, что отвечающие им гидроксиды являются основаниями:
CaO + H2O = Ca(OH)2, Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-,
т.е. оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов при взаимодействии с водой дают растворимые в воде основания, которые называются щелочами.
Основные оксиды, реагируя с кислотными или амфотерными оксидами, дают соли:
CaO + SO3 = CaSO4, BaO + Al2O3 = Ba(AlO2)2.
Основные оксиды, реагируя с кислотными или амфотерными гидроксидами, дают соли:
CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O, K2O + Zn(OH)2 = K2ZnO2 + H2O.
Основные оксиды, реагируя с кислыми солями, дают средние соли:
CaO + Ca(HCO3)2 = 2CaCO3 + H2O.
Основные оксиды, реагируя с нормальными солями, дают основные соли:
MgO + MgCl2 + H2O = 2Mg(OH)Cl.
Свойства кислотных оксидов
Отвечающие кислотным оксидам гидроксиды являются кислотами:
SO3 + H2O = H2SO4, H2SO4 = 2H+ + SO42- .
Многие кислотные оксиды, растворяясь в воде, дают кислоты. Но есть и такие кислотные оксиды, которые не растворяются в воде и с ней не взаимодействуют: SiO2.
Кислотные оксиды, реагируя с основными или амфотерными оксидами, дают соли:
SiO2 + CaO = CaSiO3, 3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3.
Кислотные оксиды, реагируя с основными или амфотерными гидроксидами, дают соли:
SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O, SO3 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + H2O.
Кислотные оксиды, реагируя с основными солями, дают средние соли.
Кислотные оксиды, реагируя с нормальными солями, дают кислые соли:
CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2.
Свойства амфотерных оксидов
Отвечающие амфотерным оксидам гидроксиды обладают амфотерными свойствами:
Zn(OH)2 = Zn2+ + 2OH-, H2ZnO2 = 2H+ + ZnO22-.
Амфотерные оксиды не растворяются в вводе.
Амфотерные оксиды, реагируя с основными или с кислотными оксидами, дают соли:
Al2O3 + K2O = 2KAlO2, Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3.
Амфотерные оксиды, реагируя с основными или кислотными гидроксидами, дают соли:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O, ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O.
Сегодня мы начинаем
знакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганические
вещества по составу делятся, как вы уже знаете, на простые и сложные.
ОКСИД |
КИСЛОТА |
ОСНОВАНИЕ |
СОЛЬ |
Э х О у |
Н n A А – кислотный остаток |
Ме(ОН) b ОН – гидроксильная группа |
Me n A b |
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.
Формула |
Название |
Формула |
Название |
оксид углерода (II) |
Fe 2 O 3 |
оксид железа (III) |
|
оксид азота (II) |
CrO 3 |
оксид хрома (VI) |
|
Al 2 O 3 |
оксид алюминия |
оксид цинка |
|
N 2 O 5 |
оксид азота (V) |
Mn 2 O 7 |
оксид марганца (VII) |
Классификация оксидов
Все оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие или безразличные.
Оксиды металлов Ме х О у |
Оксиды неметаллов неМе х О у |
|||
Основные |
Кислотные |
Амфотерные |
Кислотные |
Безразличные |
I, II Ме |
V-VII Me |
ZnO,BeO,Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 |
> II неМе |
I, II неМе CO, NO, N 2 O |
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)
Кислотные оксиды |
Основные оксиды |
Амфотерные оксиды |
Растворимы в воде. Исключение – SiO 2 (не растворим в воде) |
В воде растворяются только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (это металлы I «А» и II «А» групп, исключение Be , Mg ) |
С водой не взаимодействуют. В воде не растворимы |
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"
1. Горение веществ (Окисление кислородом) |
а) простых веществ Тренажёр |
2Mg +O 2 =2MgO |
б) сложных веществ |
2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 |
|
2.Разложение сложных веществ (используйте таблицу кислот, см. приложения) |
а) солей СОЛЬ t = ОСНОВНЫЙ ОКСИД+КИСЛОТНЫЙ ОКСИД |
СaCO 3 =CaO+CO 2 |
б) Нерастворимых оснований Ме(ОН) b t = Me x O y + H 2 O |
Cu (OH) 2 t =CuO+H 2 O |
|
в) кислородсодержащих кислот Н n A = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + H 2 O |
H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2 |
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
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ 1. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Основной оксид + Кислота = Соль + Н 2 О (р. обмена) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основной оксид + Вода = Щёлочь (р. соединения) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ 1. Кислотный оксид + Вода = Кислота (р. соединения) С O 2 + H 2 O = H 2 CO 3 , SiO 2 – не реагирует 2. Кислотный оксид + Основание = Соль + Н 2 О (р. обмена) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Менее летучие вытесняют более летучие из их солей CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [ Zn (OH ) 4 ] (в растворе) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при сплавлении) |
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.
Благодаря нерастворимости и прочности оксида хрома (III) его используют и в полиграфических красках (например, для окраски денежных купюр). Вообще, оксиды многих металлов применяются в качестве пигментов для самых разнообразных красок, хотя это – далеко не единственное их применение.
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
Разложение хлоратов
Хлорамты -- группа химических соединений, соли хлорноватой кислоты HClO3. Хлорат анион имеет структуру тригональной пирамиды (dСl--О = 0,1452-0,1507 нм, угол ОСlО = 106°). Анион СlО3- не образует ковалентных связей через атом О и не склонен образовывать координационные связи. Обычно кристаллические вещества, растворимые в воде и некоторых полярных органических растворителях. В твердом состоянии при комнатной температуре довольно стабильны. При нагреве или в присутствии катализатора разлагаются с выделением кислорода. С горючими веществами могут образовывать взрывчатые смеси.
Xлораты являются сильными окислителями как в раствoре, так и в твердом состоянии: смеси безводных хлоратов с серой, углем и другими восстановителями, взрываются при быстром нагревании и ударе. Хотя хлор в хлоратах находится не в высшей степени окисления, окислить его до в водном растворе удается только электрохимически или под действием XeF2. Xлораты металлов переменной валентности обычно неустойчивы и склонны к взрывному распаду. Все хлораты щелочных металлов разлагаются с выделением большого количества тепла на МеСl и О2, с промежуточным образованием перхлоратов. Разложение хлоратов при нагревании рассмотрим на примере хлората калия:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 ^ (200 °C, в присутствии MnO2, Fe2O3, CuO и др.)
Без катализаторов эта реакция идет с промежуточным образованием перхлората калия:
4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C)
который потом разлагается:
KClO4 = KCl + 2O2^ (550--620 °C)
Нужно отметить то, что хлораты калия с восстановителями (фосфором, серой, органическими соединениями) взрывчаты и чувствительны к трению и ударам, чувствительность повышается в присутствии броматов и солей аммония. Из-за высокой чувствительности составов с бертолетовой солью, они практически не применяются для производства промышленных и военных взрывчатых веществ.
Иногда эта смесь используется в пиротехнике как источник хлора для цветнопламенных составов, входит в состав горючего вещества спичечной головки, и крайне редко в качестве инициирующих взрывчатых веществ (хлоратный порох - "сосис", детонирующий шнур, терочный состав ручных гранат вермахта).
Разложение карбонатов
Карбонаты - соли угольной кислоты, имеют состав Мех(СО3) у. Все карбонаты разлагаются при нагревании с образованием оксида металла и углекислого газа:
Na2CO3 > Na2O + CO2^ (при 1000 ?С)
МgCO3 > MgO + CO2^ (при 650 ?С)
Можно так же отметить кислые соли уголной кислоты, которые распадаются на оксид металла, воду и углекислый газ. Гидрокарбонат аммония же распадается уже при t 60 °C быстро распадается на NH3, CO2 и H2O, в пищевой промышленности он классифицируется как эмульгатор.
На процессе разложения, связанном с выделением газов, основано применение карбоната аммония вместо дрожжей в хлебопечении и кондитерской промышленности (пищевая добавка Е503).
Разложение нерастворимых в воде оснований
Гидроксиды металлов, нерастворимые в воде легко высушить а после нагреть. Вещество распадется на оксид металла и воду, так при разложении Cu(OH)2 , который в воде имеет ярко-синюю творожистую структуру, мы можем наблюдать почернение раствора, говорящее нам об образовании оксида меди (II).
Разложение оксидов
Разложение оксидов можно рассмотреть на примере с водой. Разложение воды происходит при очень высоких температурах(порядка 3000°C):
2 H 2 О(ж) + 572 кДж = 2 H 2 (г) + O 2 (г);
Данная реакция проходит в электрической дуге, где как раз сохраняется нужная температура. По данному примеру можно сказать о высокой устойчивости оксидов, разложение которых может являться очень трудоемким и энергозатратным процессом.
Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород со степенью окисления -2. При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.
В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).
Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления.
Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.
Кислотные оксиды — это оксиды, характеризующиеся кислотными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов.
Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.
Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N 2 O и SiO.
Классификация оксидов
Получение оксидов
Общие способы получения оксидов:
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом :
1.1. Окисление металлов : большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.
Например , алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:
4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий .
Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na 2 O 2 ,
2Na + O 2 → 2Na 2 O 2
Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO 2:
K + O 2 → KO 2
Примечания : металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):
4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3
4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3
Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
1.2. Окисление простых веществ-неметаллов .
Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.
Например , фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):
4P + 5O 2(изб.) → 2P 2 O 5
4P + 3O 2(нед.) → 2P 2 O 3
Но есть некоторые исключения .
Например , сера сгорает только до оксида серы (IV):
S + O 2 → SO 2
Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000 о С), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):
N 2 + O 2 = 2NO
Не окисляется кислородом фтор F 2 (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl 2 , бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).
2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.
При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.
Например , при сжигании пирита FeS 2 образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV):
4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Сероводород горит с образованием оксида серы (IV) при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:
2H 2 S + 3O 2(изб.) → 2H 2 O + 2SO 2
2H 2 S + O 2(нед.) → 2H 2 O + 2S
А вот аммиак горит с образованием простого вещества N 2 , т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:
4NH 3 + 3O 2 →2N 2 + 6H 2 O
А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).
гидроксид → оксид + вода
Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):
H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2
H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2
NH 4 OH → NH 3 + H2O
2AgOH → Ag 2 O + H 2 O
2CuOH → Cu 2 O + H 2 O
При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:
H 2 SiO 3 → H 2 O + SiO 2
2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей .
Например , нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:
Li 2 CO 3 → H 2 O + Li 2 O
CaCO 3 → CaO + CO 2
Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2
Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье .
Химические свойства оксидов
Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.
Химические свойства основных оксидов
Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:
Вы можете приобрести видеоурок (запись вебинара, 1,5 часа) и комплект теории по теме «Оксиды: получение и химические свойства». Стоимость материалов — 500 рублей. Оплата через систему Яндекс.Деньги (Visa, Mastercard, МИР, Maestro) по ссылке . Внимание! После оплаты необходимо прислать сообщение с пометкой «Оксиды» с указанием адреса электронной почты, на которую можно выслать ссылку для скачивания и просмотра вебинара. В течение суток после оплаты заказа и получения сообщения материалы вебинара поступят на вашу почту. Сообщение можно прислать одним из следующих способов:
Без сообщения мы не сможем идентифицировать платеж и отправить Вам материалы. |
И ртути, формула вещества - HgO. При нормальных условиях это твердое непрочное вещество, в зависимости от дисперсности бывает красного или желтого цвета - основной и важнейший оксид ртути. В природе оксид ртути практически не встречается, исключение - редкий минерал монтроидит. В 1774 году ученый Джозеф Пристли с помощью оксида ртути открыл кислород (реакция разложения оксида ртути).
Свойства оксида ртути
HgO желтого цвета - более химически активное вещество, разлагающееся при температуре 332 градусов Цельсия, краснеющее при нагревании. Красный оксид ртути распадается при 500 °С, а при нагревании меняет свой цвет на черный (эта реакция обратимая). Оксид ртути(II) малорастворим в воде и проявляет слабые основные свойства. Растворяется в концентрированных растворах щелочей, образуя при этом гидроксокомплексы. HgO желтого цвета взаимодействует с NH₃, образуя основания Миллона:
2HgO + NH₃ → OH · H₂O + Q
Это вещество вступает в реакцию с кислотами, образуя соответствующие соли. Применяется для получения ртути, а также используется при изготовлении некоторых видов гальванических элементов. Оксид ртути очень токсичен.
Получение оксида ртути (на примере опыта)
Оксид ртути (II) - полезный реактив, из которого в лабораторных условиях можно получить разнообразные ртути, к примеру хлорид или ацетат ртути(II). Ацетат ртути(II) используется в органическом синтезе (например, для получения изопропилата алюминия), а с помощью HgCl₂ можно получить активированную амальгаму магния.
Для проведения опыта потребуется оборудование :
- колба со шлифом;
- пробирка;
- обратный холодильник;
- пористый стеклянный фильтр;
- коническая колба.
Используемые реактивы :
- азотная кислота (65%-ная);
- ртуть;
- едкий натр;
- хлорид натрия или соляная кислота.
Техника безопасности во время проведения опыта
Оксиды азота (II) и (IV) ядовиты и канцерогенны, работать с ним необходимо очень осторожно. Соли ртути токсичны для людей и опасны для окружающей среды. Ядовитый нитрат ртути легко всасывается через кожу. Работать необходимо под тягой и с обратным холодильником, так как отходящие газы часто содержат пары ртути, опасные сами по себе.
Синтез следует проводить с крайней осторожностью. Смертельная доза нитрата ртути - от 0,2 до 0,4 гр.
Процесс синтеза оксида ртути
В пробирке взвешивают 30 г (0,15 моль) ртути. В колбу на 250 мл с обратным холодильником наливают 60 мл (0,9 моль) HNO₃. Пипеткой небольшими порциями ртуть добавляют в кислоту - тут же происходит реакция. Затем снова надевают обратный холодильник. Раствор нагревается и «закипает» от сильного выделения диоксида азота. По мере завершения реакции выделение бурого газа прекращается и раствор в колбе становится бесцветным. Уравнение реакции:
Hg + 4HNO₃ => Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O
Чтобы предотвратить образование нитрата ртути(I), азотную кислоту берут в избытке. Жидкость остывает, и к ней добавляют HCl или NaCl - это проба на наличие ртути(I) Hg₂²⁺. При выпадении осадка Hg₂Cl₂ в растворе присутствует ртуть (I). К раствору необходимо добавить немного азотной кислоты, затем нагреть. При отрицательной пробе на наличие ртути(I) раствор медленно выливают в 250 мл 4М раствора гидроксида натрия. При этом образуется оранжевый осадок оксида ртути(II) HgO, который нужно отфильтровать. Уравнение реакции:
Hg(NO₃)₂ + 2NaOH => HgO + 2NaNO₃ + H₂O
Продукт промывают водой на фильтре и высушивают до постоянной массы в эксикаторе над силикагелем. Выход оксида ртути (II) составляет 32,467 г.
При проведении опытов с оксидом ртути следует строго соблюдать правила техники безопасности. вы найдете безопасные опыты, которые можно проводить дома.
Обезвреживание отходов ртути
Весь фильтрат и промывные воды собирают в большой стакан, при необходимости раствора доводят до щелочной и добавляют избыток сульфида натрия. При этом образуется черный сульфид ртути HgS, который можно слить в канализацию.
Сульфид ртути (киноварь)
Запрещено выливать в раковину растворимые соли ртути. Полученный оксид ртути хранится в плотно закрытых банках.
Реакция разложения оксида ртути
Получение кислорода в лабораторных условиях основано на разложении непрочных кислородсодержащих соединений, в частности бертолетовой соли, марганцовокислого калия, перекиси натрия и окиси ртути. При нагревании эти разлагаются с выделением кислорода. Реакцию разложения оксида ртути можно продемонстрировать в опыте.
Чтобы провести такой , необходимо взять пробирку из тугоплавкого стекла с согнутым нижним концом (длина 17 см, диаметр 1,5 см, длиной 3 см). В нижний конец насыпают 3-5 г красной окиси ртути. В укрепленную в штативе пробирку в наклонном положении вставляют резиновую пробку с отводной трубкой. По ней выделяющийся при нагревании кислород отводится в кристаллизатор с водой.
При нагревании красной окиси ртути до 500 °С из отводной трубки будет выделяться кислород, а внутренние стенки пробирки покроются капельками. Кислород плохо растворяется в воде, поэтому его собирают, вытесняя воду после полного удаления воздуха из прибора.
После завершения опыта необходимо вынуть отводную трубку из кристаллизатора с водой, погасить горелку и открыть пробку только после полного остывания пробирки (пары ртути очень ядовиты). Вместо пробирки можно использовать реторту с приемником для ртути. Из 10 г красной окиси ртути получают 500 мл кислорода. Уравнение реакции разложения оксида ртути:
2HgO = 2Hg + O₂ - 2x25 ккал.
Внимание! В эксперименте использованы токсичные и опасные для здоровья вещества. Не пытайтесь повторить этот опыт самостоятельно.