CuCl 2 + 4NH 3 = Cl 2

Na 2 + 4HCl = 2NaCl + CuCl 2 + 4H 2 O

2Cl + К 2 S = Cu 2 S + 2KCl + 4NH 3

При смешивании растворов происходит гидролиз и по катиону слабого основания, и по аниону слабой кислоты:

2CuSO 4 + Na 2 SO 3 + 2H 2 O = Cu 2 O + Na 2 SO 4 + 2H 2 SO 4

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 ↓ + 2Na 2 SO 4 + CO 2

Медь и соединения меди.

1) Через раствор хлорида меди (II) с помощью графитовых электродов пропускали постоянный электрический ток. Выделившийся на катоде продукт электролиза растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся при этом газ собрали и пропустили через раствор гидроксида натрия. Выделившийся на аноде газообразный продукт электролиза пропустили через горячий раствор гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

2) Вещество, полученное на катоде при электролизе расплава хлорида меди (II), реагирует с серой. Полученный продукт обработали концентрированной азотной кислотой, и выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

3) Неизвестная соль бесцветна и окрашивает пламя в желтый цвет. При легком нагревании этой соли с концентрированной серной кислотой отгоняется жидкость, в которой растворяется медь; последнее превращение сопровождается выделением бурого газа и образованием соли меди. При термическом распаде обеих солей одним из продуктов разложения является кислород. Напишите уравнения описанных реакций.

4) При взаимодействии раствора соли А со щелочью было получено студенистое нерастворимое в воде вещество голубого цвета, которое растворили в бесцветной жидкости Б с образованием раствора синего цвета. Твердый продукт, оставшийся после осторожного выпаривания раствора, прокалили; при этом выделились два газа, один из которых бурого цвета, а второй входит в состав атмосферного воздуха, и осталось твердое вещество черного цвета, которое растворяется в жидкости Б с образованием вещества А. Напишите уравнения описанных реакций.

5) Медную стружку растворили в разбавленной азотной кислоте, и раствор нейтрализовали едким кали. Выделившееся вещество голубого цвета отделили, прокалили (цвет вещества изменился на черный), смешали с коксом и повторно прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

6) В раствор нитрата ртути (II) добавили медную стружку. После окончания реакции раствор профильтровали, и фильтрат по каплям прибавляли к раствору, содержащему едкий натр и гидроксид аммония. При этом наблюдали кратковременное образование осадка, который растворился с образованием раствора ярко-синего цвета. При добавлении в полученный раствор избытка раствора серной кислоты происходило изменение цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

7) Оксид меди (I) обработали концентрированной азотной кислотой, раствор осторожно выпарили и твердый остаток прокалили. Газообразные продукты реакции пропустили через большое количество воды и в образовавшийся раствор добавили магниевую стружку, в результате выделился газ, используемый в медицине. Напишите уравнения описанных реакций.

8) Твердое вещество, образующееся при нагревании малахита, нагрели в атмосфере водорода. Продукт реакции обработали концентрированной серной кислотой, внесли в раствор хлорида натрия, содержащий медные опилки, в результате образовался осадок. Напишите уравнения описанных реакций.

9) Соль, полученную при растворении меди в разбавленной азотной кислоте, подвергли электролизу, используя графитовые электроды. Вещество, выделившееся на аноде, ввели во взаимодействие с натрием, а полученный продукт реакции поместили в сосуд с углекислым газом. Напишите уравнения описанных реакций.

10) Твердый продукт термического разложения малахита растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте. Раствор осторожно выпарили, и твердый остаток прокалили, получив вещество черного цвета, которое нагрели в избытке аммиака (газ). Напишите уравнения описанных реакций.

11) К порошкообразному веществу черного цвета добавили раствор разбавленной серной кислоты и нагрели. В полученный раствор голубого цвета приливали раствор едкого натра до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и нагрели. Продукт реакции нагревали в атмосфере водорода, в результате чего получилось вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

12) Неизвестное вещество красного цвета нагрели в хлоре, и продукт реакции растворили в воде. В полученный раствор добавили щелочь, выпавший осадок голубого цвета отфильтровали и прокалили. При нагревании продукта прокаливании, который имеет черный цвет, с коксом было получено исходное вещество красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

13) Раствор, полученный при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой, выпарили и осадок прокалили. Газообразные продукты полностью поглощены водой, а над твердым остатком пропустили водород. Напишите уравнения описанных реакций.

14) Черный порошок, который образовался при сжигании металла красного цвета в избытке воздуха, растворили в 10%-серной кислоте. В полученный раствор добавили щелочь, и выпавший осадок голубого цвета отделили и растворили в избытке раствора аммиака. Напишите уравнения описанных реакций.

15) Вещество черного цвета получили, прокаливая осадок, который образуется при взаимодействии гидроксида натрия и сульфата меди (II). При нагревании этого вещества с углем получают металл красного цвета, который растворяется в концентрированной серной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

16) Металлическую медь обработали при нагревании йодом. Полученный продукт растворили в концентрированной серной кислоте при нагревании. Образовавшийся раствор обработали раствором гидроксидом калия. Выпавший осадок прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

17)Крастворухлорида меди (II) добавили избыток раствора соды. Выпавший осадок прокалили, а полученный продукт нагрели в атмосфере водорода. Полученный порошок растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

18)Медь растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали серной кислотой до появления характерной голубой окраски солей меди. Напишите уравнения описанных реакций.

19)Медь растворили в концентрированной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора аммиака, наблюдая сначала образование осадка, а затем – его полное растворение с образованием темно-синего раствора. Полученный раствор обработали избытком соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

20)Газ, полученный при взаимодействии железных опилок с раствором соляной кислоты, пропустили над нагретым оксидом меди (II) до полного восстановления металла. полученный металл растворили в концентрированной азотной кислоте. Образовавшийся раствор подвергли электролизу с инертными электродами. Напишите уравнения описанных реакций.

21) Йод поместили в пробирку с концентрированной горячей азотной кислотой. Выделившийся газ пропустили через воду в присутствии кислорода. В полученный раствор добавили гидроксид меди (II). Образовавшийся раствор выпарили и сухой твердый остаток прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

22)Оранжевый оксид меди поместили в концентрированную серную кислоту и нагрели. К полученному голубому раствору прилили избыток раствора гидроксида калия. выпавший синий осадок отфильтровали, просушили и прокалили. Поученное при этом твердое черное вещество в стеклянную трубку, нагрели и пропустили над ним аммиак. Напишите уравнения описанных реакций.

23) Оксид меди (II) обработали раствором серной кислоты. При электролизе образующегося раствора на инертном аноде выделяется газ. Газ смешали с оксидом азота (IV) и поглотили с водой. К разбавленному раствору полученной кислоты добавили магний, в результате чего в растворе образовалось две соли, а выделение газообразного продукта не происходило. Напишите уравнения описанных реакций.

24) Оксид меди (II) нагрели в токе угарного газа. Полученное вещество сожгли в атмосфере хлора. Продукт реакции растворили в в воде. Полученный раствор разделили на две части. К одной части добавили раствор иодида калия, ко второй – раствор нитрата серебра. И в том, и в другом случае наблюдали образование осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

25) Нитрат меди (II) прокалили, образовавшееся твердое вещество растворили в разбавленной серной кислоте. Раствор полученной соли подвергли электролизу. Выделившееся на катоде вещество растворили в концентрированной азотной кислоте. Растворение протекает с выделением бурого газа. Напишите уравнения описанных реакций.

26) Щавелевую кислоту нагрели с небольшим количеством концентрированной серной кислоты. Выделившийся газ пропустили через раствор гидроксида кальция. В котором выпал осадок. Часть газа не поглотилась, его пропустили над твердым веществом черного цвета, полученным при прокаливании нитрата меди (II). В результате образовалось твердое вещество темно-красного цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

27) Концентрированная серная кислота прореагировала с медью. Выделившийся при газ полностью поглотили избытком раствора гидроксида калия. Продукт окисления меди смешали с расчетным количеством гидроксида натрия до прекращения выпадения осадка. Последний растворили в избытке соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Медь. Соединения меди.

1. CuCl 2 Cu + Сl 2

на катоде на аноде

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

6NaOH (гор.) + 3Cl 2 = NaClO 3 + 5NaCl + 3H 2 O

2. CuCl 2 Cu + Сl 2

на катоде на аноде

CuS + 8HNO 3(конц. гор.) = CuSO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

или CuS + 10HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + 8NO 2 + 4H 2 O

4NO 2 + 2Ba(OH) 2 = Ba(NO 3) 2 + Ba(NO 2) 2 + 2H 2 O

3. NaNO 3(тв.) + H 2 SO 4(конц.) = HNO 3 + NaHSO 4

Cu + 4HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

4. Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

5. 3Cu + 8HNO 3(разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu(NO 3) 2 + 2КOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2КNO 3

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + C Cu + CO

6. Hg(NO 3) 2 + Cu = Cu(NO 3) 2 + Hg

Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaNO 3

(OH) 2 + 5H 2 SO 4 = CuSO 4 + 4NH 4 HSO 4 + 2H 2 O

7. Cu 2 O + 6HNO 3(конц.) = 2Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 3H 2 O

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

10HNO 3 + 4Mg = 4Mg(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

8. (CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O

CuO + H 2 Cu + H 2 O

CuSO 4 + Cu + 2NaCl = 2CuCl↓ + Na 2 SO 4

9. 3Cu + 8HNO 3(разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

на катоде на аноде

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2Na 2 O 2 + CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

10. (CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O

CuO + 2HNO 3 Cu(NO 3) 2 + H 2 O

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

11. CuO + H 2 SO 4 CuSO 4 + H 2 O

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH) 2 CuO + H 2 O

CuO + H 2 Cu + H 2 O

12. Cu + Cl 2 CuCl 2

CuCl 2 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Cu(OH) 2 CuO + H 2 O

CuO + C Cu + CO

13. Cu + 4HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + H 2 Cu + H 2 O

14. 2Cu + O 2 = 2CuO

CuSO 4 + NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

Сu(OH) 2 + 4(NH 3 · H 2 O) = (OH) 2 + 4H 2 O

15. СuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH) 2 CuO + H 2 O

CuO + C Cu + CO

Cu + 2H 2 SO 4(конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

16) 2Cu + I 2 = 2CuI

2CuI + 4H 2 SO 4 2CuSO 4 + I 2 + 2SO 2 + 4H 2 O

Cu(OH) 2 CuO + H 2 O

17) 2CuCl 2 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 4NaCl

(CuOH) 2 CO 3 2CuO + CO 2 + H 2 O

CuO + H 2 Cu + H 2 O

3Cu + 8HNO 3(разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

18) 3Cu + 8HNO 3(разб.) = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

(OH) 2 + 3H 2 SO 4 = CuSO 4 + 2(NH 4) 2 SO 4 + 2H 2 O

19) Cu + 4HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO + 2H 2 O

Сu(NO 3) 2 + 2NH 3 · H 2 O = Cu(OH) 2 ↓ + 2NH 4 NO 3

Cu(OH) 2 + 4NH 3 · H 2 O = (OH) 2 + 4H 2 O

(OH) 2 + 6HCl = CuCl 2 + 4NH 4 Cl + 2H 2 O

20) Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Cu + 4HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O 2Cu + O 2 + 4HNO 3

21) I 2 + 10HNO 3 = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O

4NO 2 + 2H 2 O + O 2 = 4HNO 3

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

22) Cu 2 O + 3H 2 SO 4 = 2CuSO 4 + SO 2 + 3H 2 O

СuSO 4 + 2KOH = Cu(OH) 2 + K 2 SO 4

Cu(OH) 2 CuO + H 2 O

3CuO + 2NH 3 3Cu + N 2 + 3H 2 O

23) CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

10HNO 3 + 4Mg = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

24) CuO + CO Cu + CO 2

Cu + Cl 2 = CuCl 2

2CuCl 2 + 2KI = 2CuCl↓ + I 2 + 2KCl

CuCl 2 + 2AgNO 3 = 2AgCl↓ + Cu(NO 3) 2

25) 2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O

2CuSO 4 + 2H 2 O 2Cu + O 2 + 2H 2 SO 4

Cu + 4HNO 3(конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

26) H 2 C 2 O 4 CO + CO 2 + H 2 O

CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O

2Cu(NO 3) 2 2CuO + 4NO 2 + O 2

CuO + CO Cu + CO 2

27) Cu + 2H 2 SO 4(конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

SO 2 + 2KOH = K 2 SO 3 + H 2 O

СuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4

Cu(OH) 2 + 2HCl CuCl 2 + 2H 2 O

Марганец. Соединения марганца.

I. Mарганец.

На воздухе марганец покрывается оксидной пленкой, предохраняющей его даже при нагревании от дальнейшего окисления, но в мелкораздробленном состоянии (порошок) он окисляется довольно легко. Марганец взаимодействует с серой, галогенами, азотом, фосфором, углеродом, кремнием, бором, образуя соединения со степенью +2:

3Mn + 2P = Mn 3 P 2

3Mn + N 2 = Mn 3 N 2

Mn + Cl 2 = MnCl 2

2Mn + Si = Mn 2 Si

При взаимодействии с кислородом марганец образует оксид марганца (IV):

Mn + O 2 = MnO 2

4Mn + 3O 2 = 2Mn 2 O 3

2Mn + O 2 = 2MnO

При нагревании марганец взаимодействует с водой:

Mn+ 2H 2 O (пар) Mn(OH) 2 + H 2

В электрохимическом ряду напряжений марганец находится до водорода, поэтому легко растворяется в кислотах, образуя соли марганца (II):

Mn + H 2 SO 4 = MnSO 4 + H 2

Mn + 2HCl = MnCl 2 + H 2

С концентрированной серной кислотой марганец реагирует при нагревании:

Mn + 2H 2 SO 4(конц.) MnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

С азотной кислотой при обычных условиях:

Mn + 4HNO 3 (конц.) = Mn(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Mn + 8HNO 3 (разб..) = 3Mn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Растворы щелочей на марганец практически не действуют, но он реагирует с щелочными расплавами окислителей, образуя манганаты (VI)

Mn + KClO 3 + 2KOH K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O

Марганец может восстанавливать оксиды многих металлов.

3Mn + Fe 2 O 3 = 3MnO + 2Fe

5Mn + Nb 2 O 5 = 5MnO + 2Nb

II. Соединения марганца (II, IV, VII)

1) Оксиды.

Марганец образует ряд оксидов, кислотно-основные свойства которых зависят от степени окисления марганца.

Mn +2 O Mn +4 O 2 Mn 2 +7 O 7

основный амфотерный кислотный

Оксид марганца (II)

Оксид марганца (II) получают восстановлением других оксидов марганца водородом или оксидом углерода (II):

MnO 2 + Н 2 MnO + H 2 O

MnO 2 + CO MnO + CO 2

Основные свойства оксида марганца (II) проявляются в их взаимодействии с кислотами и кислотными оксидами:

MnO + 2HCl = MnCl 2 + H 2 O

MnO + SiO 2 = MnSiO 3

MnO + N 2 O 5 = Mn(NO 3) 2

MnO + Н 2 = Mn + H 2 O

3MnO + 2Al = 2Mn + Al 2 O 3

2MnO + O 2 = 2MnO 2

3MnO + 2KClO 3 + 6KOH = 3K 2 MnO 4 + 2KCl + 3H 2 O

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Оксиды могут быть солеобразующими и несолеобразующими: одним из видов солеобразующих оксидов являются основные оксиды. Чем они отличаются от других видов, и каковы их химические свойства?

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Если основным оксидам соответствуют основания, то кислотным – кислоты, а амфотерным оксидам соответствуют амфотерные образования. Амфотерными оксидами называют такие соединения, которые в зависимости от условий могут проявлять либо основные, либо кислотные свойства.

Рис. 1. Классификация оксидов.

Физические свойства оксидов очень разнообразны. Они могут быть как газами (CO 2), так и твердыми (Fe 2 O 3) или жидкими веществами (H 2 O).

При этом большинство основных оксидов является твердыми веществами различных цветов.

оксиды, в которых элементы проявляют свою высшую активность называются высшими оксидами. Порядок возрастания кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

Химические свойства основных оксидов

Основными оксидами называются оксиды, которым соответствуют основания. Например, основным оксидам K 2 O, СaO соответствуют основания KOH, Ca(OH) 2 .

Рис. 2. Основные оксиды и соответствующие им основания.

Основные оксиды образуются типичными металлами, а также металлами переменной валентности в низшей степени окисления (например, CaO, FeO), реагируют с кислотами и кислотными оксидами, образуя при этом соли:

CaO (основной оксид)+CO 2 (кислотный оксид)=СaCO 3 (соль)

FeO (основной оксид)+H 2 SO 4 (кислота)=FeSO 4 (соль)+2H 2 O (вода)

Основные оксиды также взаимодействуют с амфотерными оксидами, в результате чего происходит образование соли, например:

С водой реагируют только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов:

BaO (основной оксид)+H 2 O (вода)=Ba(OH) 2 (основание щелочнозем. металла)

Многие основные оксиды имеют характер восстанавливаться до веществ, состоящих из атомов одного химического элемента:

3CuO+2NH 3 =3Cu+3H 2 O+N 2

При нагревании разлагаются только оксиды ртути и благородных металлов:

Рис. 3. Оксид ртути.

Список основных оксидов:

Название оксида	Химическая формула	Свойства
Оксид кальция	CaO	негашенная известь, белое кристаллическое вещество
Оксид магния	MgO	белое вещество, малорастворимое в воде
Оксид бария	BaO	бесцветные кристаллы с кубической решеткой
Оксид меди II	CuO	вещество черного цвета практически нерастворимое в воде
	HgO	твердое вещество красного или желто-оранжевого цвета
Оксид калия	K 2 O	бесцветное или бледно-желтое вещество
Оксид натрия	Na 2 O	вещество, состоящее из бесцветных кристаллов
Оксид лития	Li 2 O	вещество, состоящее из бесцветных кристаллов, которые имеют строение кубической решетки

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Оксиды – класс неорганических соединений, представляют собой соединения химического элемента с кислородом, в которых кислород проявляет степень окисления «-2».

Исключение дифторид кислорода (OF 2), поскольку электроотрицательность фтора выше, чем у кислорода и фтор всегда проявляет степень окисления «-1».

Оксиды, в зависимости от проявляемых ими химических свойств подразделяют на два класса – солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Солеобразующие оксиды имеют внутреннюю классификацию. Среди них выделяют кислотные, основные и амфотерные оксиды.

Химические свойства несолеобразующих оксидов

Несолеобразующие оксиды не проявляют ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств, не образуют соли. К несолеобразующим оксидам относятся оксиды азота (I) и (II) (N 2 O, NO), оксид углерода (II) (CO), оксид кремния (II) SiO и др.

Несмотря на то, что несолеобразующие оксиды не способны к образованию солей при взаимодействии оксида углерода (II) с гидроксидом натрия образуется органическая соль – формиат натрия (соль муравьиной кислоты):

CO + NaOH = HCOONa.

При взаимодействии несолеобразующих оксидов с кислородом получают высшие оксиды элементов:

2CO + O 2 = 2CO 2 ;

2NO + O 2 = 2NO 2 .

Химические свойства солеобразующих оксидов

Среди солеобразующих оксидов различают основные, кислотные и амфотерные оксиды, первые из которых при взаимодействии с водой образуют основания (гидроксиды), вторые – кислоты, а третьи – проявляют свойства как кислотных, так и основных оксидов.

Основные оксиды реагируют с водой с образованием оснований:

CaO + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ;

Li 2 O + H 2 O = 2LiOH.

При взаимодействии основных оксидов с кислотными или амфотерными оксидами получаются соли:

CaO + SiO 2 = CaSiO 3 ;

CaO + Mn 2 O 7 = Ca(MnO 4) 2 ;

CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2 .

Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей и воды:

CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O;

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

При взаимодействии основных оксидов, образованных металлами, стоящими в ряду активности после алюминия, с водородом, происходит восстановление металлов, входящих в оксида:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O.

Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот:

P 2 O 5 + H 2 O = HPO 3 (метафосфорная кислота);

HPO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота);

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 .

Некоторые кислотные оксиды, например, оксид кремния (IV) (SiO 2), не вступают в реакцию взаимодействия с водой, поэтому, соответствующие этим оксидам кислоты получают косвенным путем.

При взаимодействии кислотных оксидов с основными или амфотерными оксидами получаются соли:

P 2 O 5 + 3CaO = Ca 3 (PO 4) 2 ;

CO 2 + CaO = CaCO 3 ;

P 2 O 5 +Al 2 O 3 = 2AlPO 4 .

Кислотные оксиды реагируют с основаниями с образованием солей и воды:

P 2 O 5 + 6NaOH = 3Na 3 PO 4 + 3H 2 O;

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотными и основными оксидами (см. выше), а также с кислотами и основаниями:

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O;

Al 2 O 3 + NaOH + 3H 2 O = 2Na;

ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O;

ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 4

ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 .

Физические свойства оксидов

Большинство оксидов – твердые вещества при комнатной температуре (CuO – порошок черного цвета, CaO – белое кристаллическое вещество, Cr 2 O 3 – порошок зеленого цвета и т.д.). Некоторые оксиды представляют собой жидкости (вода – оксид водорода – бесцветная жидкость, Cl 2 O 7 – бесцветная жидкость) или газы (CO 2 – газ без цвета, NO 2 – газ бурого цвета). Строение оксидов также различно, чаще всего молекулярное или ионное.

Получение оксидов

Практически все оксиды можно получить по реакции взаимодействия конкретного элемента с кислородом, например:

2Cu + O 2 = 2CuO.

К образованию оксидов также приводит термическое разложение солей, оснований и кислот:

CaCO 3 = CaO + CO 2 ;

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O;

4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O.

Среди других способов получения оксидов выделяют обжиг бинарных соединений, например, сульфидов, окисление высших оксидов до низших, восстановление низших оксидов до высших, взаимодействие металлов с водой при высокой температуре и др.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание

При электролизе 40 моль воды выделилось 620 г кислорода. Определите выход кислорода.

Решение

Выход продукта реакции определяется по формуле: η = m pr / m theor × 100%. Практическая масса кислорода – масса, указанная в условии задачи – 620 г. Теоретическая масса продукта реакции – масса, рассчитанная по уравнению реакции. Запишем уравнение реакции разложения воды под действием электрического тока: 2H 2 O = 2H 2 + O 2 . Согласно уравнению реакции n(H 2 O):n(O 2) = 2:1, следовательно n(O 2) = 1/2×n(H 2 O) = 20 моль. Тогда, теоретическая масса кислорода будет равна:

Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды СО, SiO, N 2 0, NO.

Солеобразующие оксиды:

Основные. Оксиды, гидраты которых являются основания ми. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na 2 O - оксид натрия, СаО - оксид кальция, CuO - оксид меди (II), СоО - оксид кобальта (II), Bi 2 O 3 - оксид висмута (III), Mn 2 O 3 - оксид марганца (III).

Амфотерные. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl 2 O 3 - оксид алюминия, Cr 2 O 3 - оксид хрома (III), SnO 2 - оксид олова (IV), МnO 2 - оксид марганца (IV), ZnO - оксид цинка, ВеО - оксид бериллия.

Кислотные. Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов. Примеры: Р 2 О 3 - оксид фосфора (III), СO 2 - оксид углерода (IV), N 2 O 5 - оксид азота (V), SO 3 - оксид серы (VI), Cl 2 O 7 - оксид хлора (VII). Оксиды металлов со степенями окисления +5, +6 и +7. Примеры: Sb 2 O 5 - оксид сурьмы (V). СrОз - оксид хрома (VI), МnОз - оксид марганца (VI), Мn 2 O 7 - оксид марганца (VII).

Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла

Физические свойства

Оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные, различного цвета. Например: оксид меди (II) CuO черного цвета, оксид кальция СаО белого цвета - твердые вещества. Оксид серы (VI) SO 3 - бесцветная летучая жидкость, а оксид углерода (IV) СО 2 - бесцветный газ при обычных условиях.

Агрегатное состояние

CaO, СuО, Li 2 O и др. основные оксиды; ZnO, Аl 2 O 3 , Сr 2 O 3 и др. амфотерные оксиды; SiO 2 , Р 2 O 5 , СrO 3 и др. кислотные оксиды.

SO 3 , Cl 2 O 7 , Мn 2 O 7 и др..

Газообразные:

CO 2 , SO 2 , N 2 O, NO, NO 2 и др..

Растворимость в воде

Растворимые:

а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов;

б) практически все кислотные оксиды (исключение: SiO 2).

Нерастворимые:

а) все остальные основные оксиды;

б) все амфотерные оксиды

Химические свойства

1. Кислотно-основные свойства

Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:

(только для оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) (кроме SiO 2).

Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:

2. Окислительно - восстановительные свойства

Если элемент имеет переменную степень окисления (с. о.), то его оксиды с низкими с. о. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими с. о. - окислительные.

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:

Окисление оксидов с низкими с. о. до оксидов с высокими с. о. элементов.

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3

2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2

Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из их оксидов и водород из воды.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей:

Восстановление оксидов с высокими с о. элементов до оксидов с низкими с. о. или до простых веществ.

C +4 O 2 + C = 2C +2 O

2S +6 O 3 + H 2 S = 4S +4 O 2 + H 2 O

C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Использование оксидов малоактивных металлов дпя окисления органических веществ.

Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную с. о., способны к диспропорционированию;

например:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Способы получения

1. Взаимодействие простых веществ - металлов и неметаллов - с кислородом:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Cu + O 2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Разложение некоторых солей:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Окисление сложных веществ кислородом:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

5.Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:

Cu + H 2 SO 4 (конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (конц) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

2HNO 3 (разб) + S = H 2 SO 4 + 2NO

6. Взаимопревращения оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).

Видеокурс «Получи пятерку» включает все темы, необходимые для успешной сдачи ЕГЭ по математике на 60-65 баллов. Полностью все задачи 1-13 Профильного ЕГЭ по математике. Подходит также для сдачи Базового ЕГЭ по математике. Если вы хотите сдать ЕГЭ на 90-100 баллов, вам надо решать часть 1 за 30 минут и без ошибок!

Курс подготовки к ЕГЭ для 10-11 класса, а также для преподавателей. Все необходимое, чтобы решить часть 1 ЕГЭ по математике (первые 12 задач) и задачу 13 (тригонометрия). А это более 70 баллов на ЕГЭ, и без них не обойтись ни стобалльнику, ни гуманитарию.

Вся необходимая теория. Быстрые способы решения, ловушки и секреты ЕГЭ. Разобраны все актуальные задания части 1 из Банка заданий ФИПИ. Курс полностью соответствует требованиям ЕГЭ-2018.

Курс содержит 5 больших тем, по 2,5 часа каждая. Каждая тема дается с нуля, просто и понятно.

Сотни заданий ЕГЭ. Текстовые задачи и теория вероятностей. Простые и легко запоминаемые алгоритмы решения задач. Геометрия. Теория, справочный материал, разбор всех типов заданий ЕГЭ. Стереометрия. Хитрые приемы решения, полезные шпаргалки, развитие пространственного воображения. Тригонометрия с нуля - до задачи 13. Понимание вместо зубрежки. Наглядное объяснение сложных понятий. Алгебра. Корни, степени и логарифмы, функция и производная. База для решения сложных задач 2 части ЕГЭ.