Video tutoriál 2: Chemické vlastnosti bazických oxidů
Přednáška: Charakteristický Chemické vlastnosti oxidy: zásadité, amfoterní, kyselé
Oxidy- binární sloučeniny (složité látky) tvořené kyslíkem s oxidačním stavem -2 a dalším prvkem.
Podle jejich chemických schopností tvořit soli se všechny oxidy dělí do dvou skupin:
- tvořící sůl,
- nesolnotvorný.
Sloučeniny tvořící sůl se zase dělí do tří skupin: zásadité, kyselé a amfoterní. Mezi nesolnotvorné patří oxid uhelnatý (II) CO, oxid dusíku (I) N2O, oxid dusíku (II) NO, oxid křemíku (II) SiO.
Zásadité oxidy- jedná se o oxidy vykazující základní vlastnosti tvořené alkalickými kovy a kovy alkalických zemin v oxidačních stavech +1, +2, jakož i přechodnými kovy v nižších oxidačních stavech.
Tato skupina oxidů odpovídá následujícím zásadám: K 2 O – KOH; BaO – Ba(OH) 2; La203 – La(OH)3.
Kyselé oxidy jsou oxidy vykazující kyselé vlastnosti, tvořené typickými nekovy, jakož i některými přechodnými kovy v oxidačních stavech od +4 do +7.
Této skupině oxidů odpovídají kyseliny: SO 3 –H 2 SO 4 ; CO 2 – H 2 CO 3; SO 2 – H 2 SO 3 atd.
Amfoterní oxidy- jedná se o oxidy vykazující zásadité a kyselé vlastnosti, tvořené přechodnými kovy v oxidačních stavech +3, +4. Nezahrnuje: ZnO, BeO, SnO, PbO.
Tato skupina oxidů odpovídá amfoterní báze: ZnO – Zn(OH) 2; Al 2 O 3 – Al(OH) 3.
Podívejme se na chemické vlastnosti oxidů:
Činidlo | Zásadité oxidy | Amfoterní oxidy | Kyselé oxidy |
Voda | Reagují. Příklad: CaO + H20 → Ca(OH) 2 | Nereagují | Reagují. Příklad: S 03 + H20 → H2SO 4 |
Kyselina | Reagují. Příklad: Fe203 + 6HCl -> 2FeCl3 + 3H20 | Reagují. Příklad: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H20 | Nereagují |
Základna | Nereagují | Reagují. Příklad: ZnO + 2NaOH + H20 → Na2 | Reagují. Příklad: 2NaOH + Si02 → Na2Si03 + H20 |
Zásaditý oxid | Nereagují | Reagují. Příklad: ZnO + CaO → CaZnO 2 | Reagují. Příklad: Si02 + CaO → CaSiO3 |
Oxid kyseliny | Reagují. Příklad: CaO + CO 2 → CaCO 3 | Reagují. Příklad: ZnO + SiO 2 → ZnSiO 3 | Nereagují |
Amfoterní oxid | Reagují. Příklad: Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO | Reagovat | Reagují. Příklad: Al 2 O 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4) 3 |
Z výše uvedené tabulky můžeme shrnout následující:
Zásadité oxidy nejaktivnějších kovů reagují s vodou za vzniku silných zásad - alkálií. Zásadité oxidy méně aktivních kovů, s normální podmínky nereagujte s vodou. Všechny oxidy této skupiny vždy reagují s kyselinami, tvoří soli a vodu. Ale nereagují s důvody.
Kyselé oxidy většinou reagují s vodou. Ne každý ale za normálních podmínek reaguje. Všechny oxidy této skupiny reagují s bázemi, tvoří soli a vodu. Nereagují s kyselinami.
Bazické a kyselé oxidy jsou schopny vzájemně reagovat s následnou tvorbou soli.
Amfoterní oxidy mají zásadité a kyselé vlastnosti. Proto reagují s kyselinami i zásadami, tvoří soli a vodu. Amfoterní oxidy reagují s kyselými a zásaditými oxidy. Také se vzájemně ovlivňují. Nejčastěji k těmto chemickým reakcím dochází při zahřívání za vzniku solí.
| |
Oxidy se nazývají komplexní látky, jejichž molekuly obsahují atomy kyslíku v oxidačním stavu - 2 a nějaký další prvek.
lze získat přímou interakcí kyslíku s jiným prvkem, nebo nepřímo (například při rozkladu solí, zásad, kyselin). Za normálních podmínek se oxidy vyskytují v pevném, kapalném a plynném stavu, tento typ sloučenin je v přírodě velmi běžný. Oxidy se nacházejí v zemské kůře. Rez, písek, voda, oxid uhličitý jsou oxidy.
Jsou buď solnotvorné, nebo nesolnotvorné.
Oxidy tvořící soli- jedná se o oxidy, které v důsledku chemické reakce tvoří soli. Jedná se o oxidy kovů a nekovů, které při interakci s vodou tvoří odpovídající kyseliny a při interakci s bázemi odpovídající kyselé a normální soli. Například, oxid měďnatý (CuO) je oxid tvořící sůl, protože například při interakci s kyselina chlorovodíková(HCl) sůl vzniká:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H20.
V důsledku chemických reakcí lze získat další soli:
CuO + SO3 → CuSO4.
Nesolnotvorné oxidy Jsou to oxidy, které netvoří soli. Příklady zahrnují CO, N20, NO.
Oxidy tvořící soli jsou zase 3 typů: základní (od slova «
základna »
), kyselé a amfoterní.
Zásadité oxidy Jedná se o oxidy kovů, které odpovídají hydroxidům patřícím do třídy bází. Mezi bazické oxidy patří např. Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO atd.
Chemické vlastnosti bazických oxidů
1. Ve vodě rozpustné zásadité oxidy reagují s vodou za vzniku zásad:
Na20 + H20 -> 2NaOH.
2. Reagujte s oxidy kyselin za vzniku odpovídajících solí
Na20 + SO3 → Na2S04.
3. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H20.
4. Reagujte s amfoterními oxidy:
Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.
Jestliže složení oxidů obsahuje jako druhý prvek nekov nebo kov vykazující nejvyšší mocenství (obvykle IV až VII), pak budou takové oxidy kyselé. Kyselé oxidy (anhydridy kyselin) jsou ty oxidy, které odpovídají hydroxidům patřícím do třídy kyselin. Jsou to například CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 atd. Kyselé oxidy se rozpouštějí ve vodě a zásadách, tvoří sůl a vodu.
Chemické vlastnosti oxidů kyselin
1. Reagujte s vodou za vzniku kyseliny:
SO3 + H20 → H2SO4.
Ale ne všechny kyselé oxidy reagují přímo s vodou (SiO 2 atd.).
2. Reagujte s oxidy na bázi za vzniku soli:
CO 2 + CaO → CaCO 3
3. Reagujte s alkáliemi za vzniku soli a vody:
C02 + Ba(OH)2 -> BaC03 + H20.
Část amfoterní oxid obsahuje prvek, který má amfoterní vlastnosti. Amfoterita se týká schopnosti sloučenin vykazovat kyselé a zásadité vlastnosti v závislosti na podmínkách. Například oxid zinečnatý ZnO může být buď báze, nebo kyselina (Zn(OH)2 a H2Zn02). Amfoterita je vyjádřena tím, že v závislosti na podmínkách vykazují amfoterní oxidy buď zásadité nebo kyselé vlastnosti.
Chemické vlastnosti amfoterních oxidů
1. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H20.
2. Reagujte s pevnými alkáliemi (během fúze), přičemž se jako výsledek reakce tvoří sůl - zinečnan sodný a voda:
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H20.
Když oxid zinečnatý interaguje s alkalickým roztokem (stejný NaOH), dojde k další reakci:
ZnO + 2 NaOH + H20 => Na2.
Koordinační číslo je charakteristika, která určuje počet blízkých částic: atomů nebo iontů v molekule nebo krystalu. Každý amfoterní kov má své koordinační číslo. Pro Be a Zn je to 4; Pro a Al je 4 nebo 6; Pro a Cr je to 6 nebo (velmi zřídka) 4;
Amfoterní oxidy jsou obvykle nerozpustné ve vodě a nereagují s ní.
Stále máte otázky? Chcete se dozvědět více o oxidech?
Chcete-li získat pomoc od lektora, zaregistrujte se.
První lekce je zdarma!
webové stránky, při kopírování celého materiálu nebo jeho části je vyžadován odkaz na zdroj.
Můžete si zakoupit video lekci (nahraný webinář, 1,5 hodiny) a teoretickou sadu na téma „Oxidy: příprava a chemické vlastnosti“. Cena materiálu je 500 rublů. Platba prostřednictvím systému Yandex.Money (Visa, Mastercard, MIR, Maestro) přes odkaz. Pozornost! Po zaplacení musíte odeslat zprávu označenou „Oxidy“ s uvedením adresy E-mailem, kam můžete poslat odkaz ke stažení a sledování webináře. Do 24 hodin po zaplacení objednávky a obdržení zprávy vám budou materiály webináře zaslány na váš email. Zprávu lze odeslat jedním z následujících způsobů:
Bez zprávy nebudeme schopni identifikovat platbu a zaslat vám materiály. |
Chemické vlastnosti oxidů kyselin
1. Kyselé oxidy reagují se zásaditými oxidy a zásadami za vzniku solí.
V tomto případě platí pravidlo - alespoň jeden z oxidů musí odpovídat silnému hydroxidu (kyselému nebo zásaditému).
Kyselé oxidy silných a rozpustných kyselin interagují s jakýmikoli zásaditými oxidy a bázemi:
SO3 + CuO = CuS04
SO3 + Cu(OH)2 = CuS04 + H20
SO3 + 2NaOH = Na2S04 + H20
SO3 + Na20 = Na2S04
Kyselé oxidy ve vodě nerozpustných a nestabilních nebo těkavých kyselin reagují pouze se silnými zásadami (alkáliemi) a jejich oxidy. V tomto případě je možná tvorba kyselých a zásaditých solí v závislosti na poměru a složení činidel.
Například , oxid sodný interaguje s oxidem uhelnatým (IV) a oxid měďnatý (II), který odpovídá nerozpustné bázi Cu(OH) 2, prakticky neinteraguje s oxidem uhelnatým (IV):
Na20 + C02 = Na2C03
CuO + CO 2 ≠
2. Kyselé oxidy reagují s vodou za vzniku kyselin.
Výjimka — oxid křemičitý, který odpovídá nerozpustné kyselině křemičité. Oxidy, které odpovídají nestabilním kyselinám, obvykle reagují s vodou vratně a ve velmi malé míře.
S03 + H20 = H2S04
3. Kyselé oxidy reagují s amfoterními oxidy a hydroxidy za vzniku soli nebo soli a vody.
Upozorňujeme, že zpravidla pouze oxidy silných nebo středně silných kyselin interagují s amfoterními oxidy a hydroxidy!
Například , anhydrid kyseliny sírové (oxid síry (VI)) reaguje s oxidem hlinitým a hydroxidem hlinitým za vzniku soli - síranu hlinitého:
3SO 3 + Al 2 O 3 = Al 2 (SO 4) 3
3SO3 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 3H20
Ale oxid uhelnatý (IV), který odpovídá slabé kyselina uhličitá, již neinteraguje s oxidem hlinitým a hydroxidem hlinitým:
CO 2 + Al 2 O 3 ≠
CO 2 + Al(OH) 3 ≠
4. Kyselé oxidy interagují se solemi těkavých kyselin.
Platí následující pravidlo: v tavenině méně těkavé kyseliny a jejich oxidy vytlačují více těkavých kyselin a jejich oxidů ze svých solí.
Například , pevný oxid křemíku SiO 2 vytlačí těkavější oxid uhličitý z uhličitanu vápenatého, když se roztaví:
CaC03 + Si02 = CaSi03 + C02
5. Kyselé oxidy jsou schopné vystavovat oxidační vlastnosti.
Obvykle, oxidy prvků v nejvyšším oxidačním stavu - typické (SO 3, N 2 O 5, CrO 3 atd.). Některé prvky se středním oxidačním stavem (NO 2 atd.) také vykazují silné oxidační vlastnosti.
6. Regenerační vlastnosti.
Redukční vlastnosti zpravidla vykazují oxidy prvků ve středních oxidačních stavech(CO, NO, SO2 atd.). V tomto případě jsou oxidovány do nejvyššího nebo nejbližšího stabilního oxidačního stavu.
Například , oxid sírový (IV) se oxiduje kyslíkem na oxid sírový (VI):
2SO2 + O2 = 2SO3
Oxidy jsou složité látky skládající se ze dvou prvků, z nichž jedním je kyslík. V názvech oxidů je nejprve uvedeno slovo oxid, poté název druhého prvku, kterým je tvořen. Jaké vlastnosti mají oxidy kyselin a jak se liší od jiných typů oxidů?
Klasifikace oxidů
Oxidy dělíme na solnotvorné a nesolnotvorné. Již z názvu je zřejmé, že nesolnotvorné soli netvoří. Existuje několik takových oxidů: voda H 2 O, fluorid kyslíku OF 2 (pokud je konvenčně považován za oxid), oxid uhelnatý nebo oxid uhelnatý (II), oxid uhelnatý CO; oxidy dusíku (I) a (II): N 2 O (oxid dusný, rajský plyn) a NO (oxid dusnatý).
Oxidy tvořící soli tvoří soli při reakci s kyselinami nebo zásadami. Jako hydroxidy odpovídají zásadám, amfoterním zásadám a kyselinám obsahujícím kyslík. Podle toho se nazývají bazické oxidy (např. CaO), amfoterní oxidy (Al 2 O 3) a oxidy kyselin nebo anhydridy kyselin (CO 2).
Rýže. 1. Druhy oxidů.
Často studenti stojí před otázkou, jak odlišit zásaditý oxid od kyselého. Nejprve je třeba věnovat pozornost druhému prvku vedle kyslíku. Kyselé oxidy - obsahují nekov nebo přechodný kov (CO 2, SO 3, P 2 O 5) zásadité oxidy - obsahují kov (Na 2 O, FeO, CuO).
Základní vlastnosti oxidů kyselin
Kyselé oxidy (anhydridy) jsou látky, které vykazují kyselé vlastnosti a tvoří kyseliny obsahující kyslík. Kyselé oxidy tedy odpovídají kyselinám. Například kyselé oxidy SO 2 a SO 3 odpovídají kyselinám H 2 SO 3 a H 2 SO 4.
Rýže. 2. Kyselé oxidy s odpovídajícími kyselinami.
Kyselé oxidy tvořené nekovy a kovy s variabilní valence v nejvyšším stupni oxidace (například SO 3, Mn 2 O 7) reagují se zásaditými oxidy a alkáliemi za vzniku solí:
SO 3 (oxid kyseliny) + CaO (bazický oxid) = CaSO 4 (sůl);
Typické reakce jsou interakce kyselých oxidů s bázemi, což vede ke vzniku soli a vody:
Mn207 (oxid kyseliny) + 2KOH (alkálie) = 2KMnO4 (sůl) + H20 (voda)
Všechny kyselé oxidy, kromě oxidu křemičitého SiO 2 (anhydrid křemíku, oxid křemičitý), reagují s vodou a tvoří kyseliny:
SO 3 (oxid kyseliny) + H 2 O (voda) = H 2 SO 4 (kyselina)
Kyselé oxidy vznikají interakcí s kyslíkem jednoduchých a komplexní látky(S+O 2 =SO 2), nebo při rozkladu v důsledku zahřívání komplexních látek obsahujících kyslík - kyseliny, nerozpustné zásady, soli (H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O).
Seznam oxidů kyselin:
Název kysličníku | Oxid kyseliny vzorce | Vlastnosti kysličníku |
Oxid sírový (IV). | SO 2 | bezbarvý toxický plyn se štiplavým zápachem |
Oxid sírový | TAK 3 | vysoce těkavá, bezbarvá, toxická kapalina |
oxid uhelnatý (IV) | CO2 | bezbarvý plyn bez zápachu |
Oxid křemičitý (IV). | Si02 | bezbarvé krystaly s pevností |
Oxid fosforečný | P2O5 | bílý hořlavý prášek s nepříjemný zápach |
oxid dusnatý (V) | N205 | látka sestávající z bezbarvých těkavých krystalů |
Oxid chloričitý (VII). | Cl207 | bezbarvá olejovitá toxická kapalina |
Oxid manganatý (VII). | Mn207 | kapalina s kovovým leskem, která je silným oxidačním činidlem. |
V přírodě existují tři třídy anorganických chemických sloučenin: soli, hydroxidy a oxidy. První jsou sloučeniny atomu kovu s kyselým zbytkem, například CI-. Posledně jmenované se dělí na kyseliny a zásady. Molekuly prvního z nich se skládají z H+ kationtů a kyselého zbytku, například SO 4 -. Báze obsahují kationt kovu, například K+, a anion ve formě hydroxylové skupiny OH-. A oxidy se v závislosti na jejich vlastnostech dělí na kyselé a zásadité. O tom druhém budeme hovořit v tomto článku.
Definice
Zásadité oxidy jsou látky sestávající ze dvou chemických prvků, z nichž jeden je nutně kyslík a druhý je kov. Když se k látkám tohoto typu přidá voda, vytvoří se zásady.
Chemické vlastnosti bazických oxidů
Látky této třídy jsou primárně schopné reagovat s vodou, v důsledku čehož se získá báze. Můžeme dát například následující rovnici: CaO + H 2 O = Ca(OH) 2.
Reakce s kyselinami
Smíchá-li se zásadité oxidy s kyselinami, lze získat soli a vodu. Pokud například přidáte chloridovou kyselinu k oxidu draselnému, získáte chlorid draselný a vodu. Reakční rovnice bude vypadat takto: K 2 O + 2 HCI = 2 KI + H 2 O.
Interakce s oxidy kyselin
Tyto typy chemických reakcí vedou k tvorbě solí. Pokud například přidáte oxid uhličitý k oxidu vápenatému, získáte uhličitan vápenatý. Tuto reakci lze vyjádřit ve formě následující rovnice: CaO + CO 2 = CaCO 3. Tento druh chemické interakce může nastat pouze pod vlivem vysoké teploty.
Amfoterní a bazické oxidy
Tyto látky se mohou také vzájemně ovlivňovat. K tomu dochází, protože první mají vlastnosti kyselých i zásaditých oxidů. V důsledku takového chemické interakce vznikají komplexní soli. Jako příklad uvádíme rovnici pro reakci, která nastane, když se oxid draselný (zásaditý) smíchá s oxidem hlinitým (amfoterní): K 2 O + AI 2 O 3 = 2KAIO 2. Výsledná látka se nazývá hlinitan draselný. Pokud smícháte stejná činidla, ale přidáte také vodu, reakce bude probíhat následovně: K 2 O + AI 2 O 3 + 4H 2 O = 2K. Látka, která se tvoří, se nazývá tetrahydroxyaluminát draselný.
Fyzikální vlastnosti
Různé základní oxidy se značně liší svými fyzikálními vlastnostmi, ale všechny mají v podstatě stejné normální podmínky jsou v pevném stavu agregace a mají vysokou teplotu tání.
Podívejme se na každou chemickou sloučeninu samostatně. Oxid draselný se jeví jako světle žlutá pevná látka. Taje při teplotě +740 stupňů Celsia. Oxid sodný jsou bezbarvé krystaly. Přeměňují se na kapalinu při teplotě +1132 stupňů. Oxid vápenatý je reprezentován bílými krystaly, které tají při +2570 stupních. Oxid železitý se jeví jako černý prášek. Nabývá kapalného stavu při teplotě +1377 stupňů Celsia. Oxid hořečnatý je podobný sloučenině vápníku – jde také o krystaly bílý. Taje při +2825 stupních. Oxid lithný je průhledný krystal s bodem tání +1570 stupňů. Tato látka je vysoce hygroskopická. Oxid barnatý vypadá stejně jako předchozí chemická sloučenina, teplota, při které nabývá kapalného stavu, je o něco vyšší - +1920 stupňů. Oxid rtuťnatý je oranžově červený prášek. Při teplotě +500 stupňů Celsia se tato chemikálie rozkládá. Oxid chromitý je tmavě červený prášek se stejnou teplotou tání jako sloučenina lithia. Oxid cesný má stejnou barvu jako rtuť. Při vystavení sluneční energii se rozkládá. Oxid niklu jsou zelené krystaly, které se při teplotě +1682 stupňů Celsia mění v kapalinu. Jak můžete vidět, fyzikální vlastnosti všechny látky v této skupině mají mnoho obecné rysy, i když mají určité rozdíly. Oxid měďnatý (měďnatý) vypadá jako černé krystaly. Přechází do kapalného stavu agregace při teplotě +1447 stupňů Celsia.
Jak se vyrábí chemikálie této třídy?
Bazické oxidy lze vyrobit reakcí kovu s kyslíkem za vysoké teploty. Rovnice pro tuto interakci je následující: 4K + O 2 = 2K 2 O. Druhým způsobem, jak získat chemické sloučeniny této třídy, je rozklad nerozpustné báze. Rovnici lze napsat takto: Ca(OH) 2 = CaO + H 2 O. K provedení tohoto druhu reakce je nutné zvláštní podmínky tak jako vysoké teploty. Kromě toho při rozkladu některých solí vznikají také zásadité oxidy. Příkladem je následující rovnice: CaCO 3 = CaO + CO 2. Vznikl tak také kyselý oxid.
Použití bazických oxidů
Chemické sloučeniny této skupiny jsou široce používány v různých průmyslových odvětvích. Dále zvážíme použití každého z nich. Oxid hlinitý se používá ve stomatologii k výrobě zubních protéz. Používá se také při výrobě keramiky. Oxid vápenatý je jednou ze složek, které se podílejí na výrobě vápenopísková cihla. Může také fungovat jako ohnivzdorný materiál. V potravinářském průmyslu se jedná o přísadu E529. Oxid draselný - jedna ze složek minerálních hnojiv pro rostliny, sodík - se používá v chemickém průmyslu, hlavně při výrobě hydroxidu téhož kovu. Oxid hořečnatý se také používá v potravinářském průmyslu jako přísada pod číslem E530. Navíc je to prostředek proti zvýšené kyselosti žaludeční šťávy. Oxid barnatý se používá v chemických reakcích jako katalyzátor. Oxid železitý se používá při výrobě litiny, keramiky a barev. Je to také potravinářské barvivo číslo E172. Oxid niklu dodává sklu zelená barva. Kromě toho se používá při syntéze solí a katalyzátorů. Oxid lithný je jednou ze složek při výrobě některých typů skla, zvyšuje pevnost materiálu. Sloučenina cesia působí jako katalyzátor určitých chemických reakcí. Oxid měďnatý, stejně jako některé další, nachází své uplatnění při výrobě speciálních druhů skla a také při výrobě čisté mědi. Při výrobě barev a emailů se používá jako pigment, který dává modrou barvu.
Látky této třídy v přírodě
V přírodním prostředí chemické sloučeniny Tato skupina se vyskytuje ve formě minerálů. Jedná se především o kyselé oxidy, ale vyskytují se i mimo jiné. Například sloučeninou hliníku je korund.
V závislosti na nečistotách v něm přítomných může mít různé barvy. Mezi variacemi založenými na AI 2 O 3 lze rozlišit rubín, který má červenou barvu, a safír, minerál s modrou barvou. Stejnou chemickou látku lze také nalézt v přírodě ve formě oxidu hlinitého. Sloučenina mědi s kyslíkem se v přírodě vyskytuje ve formě minerálu tenoritu.
Závěr
Závěrem lze říci, že všechny látky diskutované v tomto článku mají podobné fyzikální a podobné chemické vlastnosti. Své uplatnění nacházejí v mnoha průmyslových odvětvích – od farmaceutického až po potravinářský.