ODJELJAK II. ANORGANSKA HEMIJA

7. Glavne klase neorganskih jedinjenja

7.1. Oksidi

Oksidi su binarna jedinjenja elemenata sa kiseonikom, u kojima on pokazuje oksidaciono stanje- 2. Karakteristični znaci oksida:

oksidaciono stanje kiseonika- - 2;

Atomi kiseonika nisu međusobno povezani, već su povezani samo sa atomima drugih elemenata;

atomi elementa koji formiraju oksid imaju isto oksidaciono stanje 1.

Grafičke formule oksida

Valencija elementa	Grafička formula

Nisu sva binarna jedinjenja kiseonika oksidi:

Supstanca	Formula	Grafička formula	Oksidacijsko stanje kiseonika
vodikov peroksid	H 2 O 2	H - O - O - H
natrijum peroksid	Na 2 O 2	Na-O-O-Na
kiseonik fluorid	OD 2	F-O-F

Po svojoj hemijskoj prirodi oksidi se dijele na neslane i slane.

neslani oksidi - NO, N 2 O, CO, SiO - to su oksidi koji su klasifikovani kao reaktivna jedinjenja, ali se soli ne stvaraju tokom reakcija. Ne reaguju sa vodom, kiselinama i bazama u normalnim uslovima (zbog toga se konvencionalno nazivaju klasom oksida).

Oksidi soli su oksidi koji formiraju soli. Oksidi soli se dijele na bazične (K 2 O, BaO, MgO, FeO), kiseli (SO 2, SO 3, N 2 O 5, P 2 O 5) i amfoterni (ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, BeO).

Nomenklatura oksida

Naziv oksida sastoji se od naziva elementa, nakon čega se, kada element pokazuje nekoliko oksidacijskih stanja, u zagradama rimskim brojevima navodi oksidacijsko stanje i dodaje se riječ "oksid". Na primjer:

K 2 O - kalijev oksid;

Fe 2 O 3 - ferum (III) oksid;

C u 2 O - bakrov (I) oksid;

MgO - magnezijev oksid;

P 2 O 5 - fosfor (V) oksid;

A l 2 O 3 - aluminijum oksid;

CO - ugljen (II) oksid.

Neki oksidi koji su odavno poznati čovjeku imaju trivijalna imena: CaO - živo vapno, C O 2 - ugljen-dioksid, SO 2 - sumpor dioksid.

Dobijanje oksida

1. Interakcija jednostavnih tvari (metala i nemetala) s kisikom:

2. Oksidacija složenih supstanci:

3. Termička razgradnja:

osnove:

soli:

amfoterni hidroksidi:

Neke kiseline:

4. Tokom nekih drugih reakcija:

______________________________________________________

1 Dvostruki "oksid" ( FeFe 2) O 4 sadrži Ferum s različitim stupnjevima oksidacije (+2 i +3) i formira dvije različite soli kada je u interakciji s kiselim oksidima.

7.1.1. Osnovni oksidi

Bazni oksidi su oksidi čiji su hidrati baze. Svi osnovni oksidi su metalni oksidi koji pokazuju niska oksidaciona stanja (+1, +2). Osnovni oksidi uključuju:

oksidi metalnih elemenata glavnih podgrupa I i II grupe (osim Budite);

oksidi jednovalentnih elemenata, dvovalentni, osim BeO, ZnO, G b Oh, to su amfoterne;

oksidi elemenata prelaznih metala u niskim oksidacionim stanjima(NiO, FeO, M n O, C rO).

Baze odgovaraju glavnim oksidima:

Na 2 O - NaOH

MgO - Mg (OH) 2

FeO - Fe (OH) 2

BaO - Ba (OH) 2

CrO - Cr (OH) 2

Tip hemijske veze u bazičnim oksidima je pretežno jonski.

Hemijska svojstva osnovnih oksida

1. Interakcija sa kiselinama sa stvaranjem soli:

2. Interakcija sa kiselim oksidima sa stvaranjem soli:

3. Interakcija s vodom. Samo oksidi elemenata alkalnih i zemnoalkalnih metala stupaju u interakciju s vodom, formirajući alkalije:

4. Interakcija s amfoternim oksidima. Reakcija se odvija tokom fuzije. Amfoterni oksid u ovoj reakciji pokazuje kisela svojstva:

5. Interakcija sa amfoternim bazama. Reakcija se javlja tokom fuzije:

Osobine oksida

Oksidi su složene hemikalije, koje su hemijska jedinjenja jednostavnih elemenata sa kiseonikom. Oni su formiranje soli i ne formiranje soli... Istovremeno, oni koji stvaraju soli su 3 vrste: glavni(od riječi "fundacija"), kiselo i amfoterično.
Primjeri oksida koji ne stvaraju sol su: NO (dušikov oksid) - je bezbojni plin bez mirisa. Nastaje tokom oluje sa grmljavinom u atmosferi. CO (ugljen-monoksid) je gas bez mirisa koji nastaje sagorevanjem uglja. Obično se naziva ugljen monoksid. Postoje i drugi oksidi koji ne stvaraju soli. Sada pogledajmo pobliže svaku vrstu oksida koji stvaraju soli.

Osnovni oksidi

Osnovni oksidi su složene kemijske tvari srodne oksidima koje formiraju soli kemijskom reakcijom s kiselinama ili kiselim oksidima i ne reagiraju s bazama ili bazičnim oksidima. Na primjer, glavni uključuju sljedeće:
K 2 O (kalijum oksid), CaO (kalcijum oksid), FeO (2-valentni oksid gvožđa).

Razmislite hemijska svojstva oksida na primjerima

1. Interakcija sa vodom:
- interakcija s vodom sa stvaranjem baze (ili alkalija)

CaO + H 2 O → Ca (OH) 2 (poznata reakcija gašenja kreča, pri čemu se oslobađa velika količina toplote!)

2. Interakcija sa kiselinama:
- interakcija sa kiselinom sa stvaranjem soli i vode (rastvor soli u vodi)

CaO + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O (Kristali ove supstance CaSO 4 su svima poznati pod nazivom "gips").

3. Interakcija s kiselim oksidima: stvaranje soli

CaO + CO 2 → CaCO 3 (Ova supstanca je svima poznata - obična kreda!)

Kiseli oksidi

Kiseli oksidi- Radi se o složenim hemijskim supstancama koje se odnose na okside koje pri hemijskoj interakciji sa bazama ili bazičnim oksidima formiraju soli i ne reaguju sa kiselim oksidima.

Primjeri kiselih oksida uključuju:

CO 2 (dobro poznati ugljični dioksid), P 2 O 5 - fosforov oksid (nastao sagorijevanjem bijelog fosfora u zraku), SO 3 - sumpor trioksid - ova tvar se koristi za dobivanje sumporne kiseline.

Hemijska reakcija sa vodom

CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3 je tvar - ugljična kiselina - jedna od slabih kiselina, dodaje se u gaziranu vodu za mjehuriće plina. Kako temperatura raste, topljivost plina u vodi se smanjuje, a njegov višak izlazi u obliku mjehurića.

Reakcije sa alkalijama (bazama):

CO 2 + 2NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O- nastala supstanca (sol) se široko koristi u domaćinstvu. Njegovo ime - soda soda ili soda za pranje - odličan je deterdžent za zagorele lonce, masnoću i opekotine. Ne preporučujem rad golim rukama!

Reakcija sa bazičnim oksidima:

CO 2 + MgO → MgCO 3 - nastala so - magnezijum karbonat - naziva se i "gorka so".

Amfoterni oksidi

Amfoterni oksidi su složene hemikalije, takođe srodne oksidima, koje formiraju soli hemijskom interakcijom sa kiselinama (ili kiseli oksidi) i osnove (ili bazični oksidi). Najčešća upotreba riječi "amfoterično" u našem slučaju se odnosi na metalni oksidi.

Primjer amfoterni oksidi možda:

ZnO - cink oksid (bijeli prah, koji se često koristi u medicini za proizvodnju maski i krema), Al 2 O 3 - aluminij oksid (također se naziva "aluminij").

Hemijska svojstva amfoternih oksida jedinstvena su po tome što mogu ući u kemijske reakcije koje odgovaraju i bazama i kiselinama. Na primjer:

Reakcija sa kiselim oksidom:

ZnO + H 2 CO 3 → ZnCO 3 + H 2 O - Dobijena supstanca je rastvor soli "cink karbonata" u vodi.

Reakcija sa bazama:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O - rezultirajuća supstanca je dvostruka so natrijuma i cinka.

Dobijanje oksida

Dobijanje oksida proizvedene na razne načine. Ovo se može uraditi fizički i hemijski. Najjednostavniji način je kemijska interakcija jednostavnih elemenata s kisikom. Na primjer, rezultat procesa sagorijevanja ili jedan od proizvoda ove kemijske reakcije je oksidi... Na primjer, ako se užarena željezna šipka, a ne samo željezo (možete uzeti cink Zn, kalaj Sn, olovo Pb, bakar Cu, - općenito, ono što vam je pri ruci) stavi u tikvicu s kisikom, tada Doći će do hemijske reakcije oksidacije gvožđa, koja je praćena blistavim bljeskom i varnicama. Reakcioni proizvod će biti crni prah željeznog oksida FeO:

2Fe + O 2 → 2FeO

Hemijske reakcije s drugim metalima i nemetalima su potpuno analogne. Cink sagorijeva u kisiku i stvara cink oksid

2Zn + O 2 → 2ZnO

Sagorijevanje uglja je praćeno stvaranjem dva oksida odjednom: ugljičnog monoksida i ugljičnog dioksida

2C + O 2 → 2CO - stvaranje ugljen monoksida.

C + O 2 → CO 2 - stvaranje ugljičnog dioksida. Ovaj plin nastaje ako ima više nego dovoljno kisika, odnosno, u svakom slučaju, reakcija prvo teče stvaranjem ugljičnog monoksida, a zatim se ugljični monoksid oksidira, pretvarajući se u ugljični dioksid.

Dobijanje oksida može se uraditi i na drugi način - reakcijom hemijskog razlaganja. Na primjer, da bi se dobio željezni oksid ili aluminijev oksid, potrebno je kalcinirati odgovarajuće baze ovih metala na vatri:

Fe (OH) 2 → FeO + H 2 O

Čvrsti aluminijum oksid - mineral korund Gvožđe (III) oksid. Površina planete Mars ima crvenkasto-narandžastu boju zbog prisustva željeznog (III) oksida u tlu. Čvrsti aluminijum oksid - korund

2Al (OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O,
kao i tokom razgradnje pojedinih kiselina:

H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2 - razgradnja ugljene kiseline

H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2 - razgradnja sumporne kiseline

Dobijanje oksida mogu se napraviti od soli metala uz jako zagrijavanje:

CaCO 3 → CaO + CO 2 - kalcinacijom krede dobijaju se kalcijum oksid (ili živi kreč) i ugljen dioksid.

2Cu (NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 - u ovoj reakciji razlaganja dobijaju se dva oksida odjednom: bakar CuO (crni) i azot NO 2 (zove se i smeđi gas zbog njegove zaista smeđe boje) .

Drugi način na koji možete izvršiti proizvodnju oksida su redoks reakcije

Cu + 4HNO 3 (konc.) → Cu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 (konc.) → 3SO 2 + 2H 2 O

Oksidi hlora

ClO 2 molekul Molekul Cl 2 O 7 Dušikov oksid N 2 O Dušikov anhidrid N 2 O 3 Anhidrid azota N 2 O 5 Smeđi gas NO 2

Poznato je sljedeće hlor oksidi: Cl 2 O, ClO 2, Cl 2 O 6, Cl 2 O 7. Svi oni, sa izuzetkom Cl 2 O 7, imaju žutu ili narandžastu boju i nisu postojani, posebno ClO 2, Cl 2 O 6. Sve hlor oksidi eksplozivna i vrlo jaka oksidirajuća sredstva.

Reagujući s vodom, formiraju odgovarajuće kiseline koje sadrže kisik i klor:

Dakle, Cl 2 O - kiseli hlor oksid hipohlorne kiseline.

Cl 2 O + H 2 O → 2HClO - Hipohlorna kiselina

ClO 2 - kiseli hlor oksid hipohlorne i hlorne kiseline, jer hemijskom reakcijom sa vodom stvara dve od ovih kiselina odjednom:

ClO 2 + H 2 O → HClO 2 + HClO 3

Cl 2 O 6 - takođe kiseli hlor oksid hlorne i perhlorne kiseline:

Cl 2 O 6 + H 2 O → HClO 3 + HClO 4

I na kraju, Cl 2 O 7 - bezbojna tečnost - kiseli hlor oksid perhlorna kiselina:

Cl 2 O 7 + H 2 O → 2HClO 4

Oksidi dušika

Dušik je gas koji sa kiseonikom formira 5 različitih jedinjenja - 5 dušikovi oksidi... naime:

N 2 O - dušikov hemioksid... Njegovo drugo ime poznato je u medicini pod imenom gas za smeh ili dušikov oksid- bezbojan je, slatkast i ima dobar ukus na gas.
- NE - dušikov monoksid- gas bez boje, mirisa i ukusa.
- N 2 O 3 - azotni anhidrid- bezbojna kristalna supstanca
- NE 2 - dušikov dioksid... Njegovo drugo ime je smeđi gas- plin zaista ima braonkastu boju
- N 2 O 5 - anhidrid azota- plava tečnost koja ključa na temperaturi od 3,5 0 C

Od svih navedenih azotnih spojeva, u industriji su najzanimljiviji NO – dušikov monoksid i NO 2 – dušikov dioksid. Azot monoksid(NE) i dušikov oksid N 2 O ne reaguje ni sa vodom ni sa alkalijama. (N 2 O 3) reakcijom s vodom stvara slabu i nestabilnu azotnu kiselinu HNO 2, koja se na zraku postepeno pretvara u stabilniju hemijsku supstancu azotna kiselina. hemijska svojstva dušikovih oksida:

Reakcija sa vodom:

2NO 2 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2 - 2 kiseline nastaju odjednom: azotna kiselina HNO 3 i azotna kiselina.

Reakcija sa alkalijama:

2NO 2 + 2NaOH → NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - formiraju se dvije soli: natrijum nitrat NaNO 3 (ili natrijum nitrat) i natrijum nitrit (sol dušične kiseline).

Reakcija sa solima:

2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - nastaju dvije soli: natrijum nitrat i natrijum nitrit, a oslobađa se ugljični dioksid.

Dušikov dioksid (NO 2) se dobija iz azot monoksida (NO) hemijskom reakcijom jedinjenja sa kiseonikom:

2NO + O 2 → 2NO 2

Oksidi gvožđa

Iron forme dva oksid: FeO - gvožđe oksid(2-valentni) - crni prah, koji se dobija redukcijom gvožđe oksid(3-valentni) ugljični monoksid sljedećom hemijskom reakcijom:

Fe 2 O 3 + CO → 2FeO + CO 2

Ovaj bazični oksid lako reagira s kiselinama. Ima svojstva redukcije i brzo se oksidira u gvožđe oksid(3-valentni).

4FeO + O 2 → 2Fe 2 O 3

Gvozdeni oksid(3-valentni) - crveno-smeđi prah (hematit) sa amfoternim svojstvima (može komunicirati sa kiselinama i alkalijama). Ali kisela svojstva ovog oksida su toliko slaba da se najčešće koristi kao bazični oksid.

Postoje i tzv miješani željezni oksid Fe 3 O 4. Nastaje kada željezo gori, dobro provodi električnu struju i ima magnetna svojstva (naziva se magnetna željezna ruda ili magnetit). Ako željezo izgori, tada se kao rezultat reakcije izgaranja formira kamenac koji se sastoji od dva oksida odjednom: gvožđe oksid(III) i (II) valencija.

Sumpor oksid

Sumpor dioksid SO 2

Sumpor oksid SO 2 - ili sumpor dioksid odnosi se na kiseli oksidi, ali ne stvara kiselinu, iako je savršeno topljiv u vodi - 40 litara sumpornog oksida u 1 litru vode (za praktičnost sastavljanja kemijskih jednadžbi, takvo rješenje se naziva sumporna kiselina).

U normalnim okolnostima to je bezbojni plin sa oštrim i zagušljivim mirisom izgorjelog sumpora. Na temperaturi od samo -10 0 C može se prevesti u tečno stanje.

U prisustvu katalizatora vanadijevog oksida (V 2 O 5) sumpor oksid dodaje kiseonik i pretvara se u sumpor trioksid

2SO 2 + O 2 → 2SO 3

Rastvoren u vodi sumpor dioksid- oksid sumpora SO 2 - oksidira vrlo sporo, zbog čega se sama otopina pretvara u sumpornu kiselinu

Ako sumpor dioksid proći kroz alkalnu otopinu, na primjer, natrijev hidroksid, tada nastaje natrijev sulfit (ili hidrosulfit - ovisno o tome koliko se alkalije i sumpor dioksida uzimaju)

NaOH + SO 2 → NaHSO 3 - sumpor dioksid uzeti u višku

2NaOH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O

Ako sumpor dioksid ne reagira s vodom, zašto onda njegova vodena otopina daje kiselu reakciju ?! Da, ne reaguje, ali se oksidira u vodi, vezujući za sebe kiseonik. I ispostavilo se da se slobodni atomi vodika nakupljaju u vodi, koji daju kiselu reakciju (možete provjeriti nekim indikatorom!)

U prirodi postoje tri klase neorganskih hemijskih jedinjenja: soli, hidroksidi i oksidi. Prvi su spojevi atoma metala s kiselim ostatkom, na primjer, CI-. Potonje se dijele na kiseline i baze. Molekuli prvog od njih sastoje se od H + kationa i kiselog ostatka, na primjer, SO 4 -. Baze, međutim, sadrže metalni kation, na primjer, K+, i anjon u obliku hidroksilne grupe OH-. A oksidi se, ovisno o svojim svojstvima, dijele na kisele i bazične. O potonjem ćemo govoriti u ovom članku.

Definicija

Osnovni oksidi su tvari koje se sastoje od dva kemijska elementa, od kojih je jedan nužno kisik, a drugi metal. Kada se supstancama ove vrste doda voda, formiraju se baze.

Hemijska svojstva osnovnih oksida

Supstance ove klase prvenstveno su sposobne da reaguju sa vodom, usled čega se dobija baza. Na primjer, može se dati sljedeća jednačina: CaO + H 2 O = Ca (OH) 2.

Reakcije sa kiselinama

Ako se bazični oksidi pomiješaju s kiselinama, mogu se dobiti soli i voda. Na primjer, ako dodate hloridnu kiselinu u kalijev oksid, dobićete kalijum hlorid i vodu. Jednačina reakcije će izgledati ovako: K 2 O + 2HCI = 2KSI + H 2 O.

Interakcija sa kiselim oksidima

Ove vrste hemijskih reakcija dovode do stvaranja soli. Na primjer, ako dodate ugljični dioksid u kalcijev oksid, dobićete kalcijum karbonat. Ova reakcija se može izraziti sljedećom jednačinom: CaO + CO 2 = CaCO 3. Ova vrsta hemijske interakcije može se desiti samo kada je izložena visokim temperaturama.

Amfoterni i bazični oksidi

Ove tvari također mogu međusobno komunicirati. To je zato što prvi imaju svojstva i kiselih i bazičnih oksida. Složene soli nastaju kao rezultat takvih kemijskih interakcija. Na primjer, dajmo jednadžbu reakcije koja se javlja pri miješanju kalijevog oksida (baznog) sa aluminijum oksidom (amfoternim): K 2 O + AI 2 O 3 = 2KAIO 2. Dobivena tvar se naziva kalijum aluminat. Ako pomiješate iste reagense, ali i dodate vodu, reakcija će se odvijati na sljedeći način: K 2 O + AI 2 O 3 + 4H 2 O = 2K. Supstanca koja se formira naziva se kalijum tetrahidroksoaluminat.

Fizička svojstva

Različiti osnovni oksidi se međusobno jako razlikuju po fizičkim svojstvima, međutim, svi su, u normalnim uvjetima, općenito u čvrstom agregacijskom stanju i imaju visoku tačku topljenja.

Hajde da pogledamo svako hemijsko jedinjenje posebno. Kalijev oksid se pojavljuje kao svijetložuta krutina. Topi se na temperaturi od +740 stepeni Celzijusa. Natrijum oksid je bezbojni kristal. Pretvaraju se u tečnost na temperaturi od +1132 stepena. Kalcijum oksid je predstavljen bijelim kristalima koji se tope na +2570 stepeni. Gvozdeni dioksid izgleda kao crni prah. Poprimi tečno agregatno stanje na temperaturi od 1377 stepeni Celzijusa. Magnezijev oksid je sličan spoju kalcija - također je bijeli kristal. Topi se na 2825 stepeni. Litijum oksid je prozirni kristal sa tačkom topljenja od 1570 stepeni. Ova supstanca je vrlo higroskopna. Barijum oksid izgleda isto kao i prethodni hemijski spoj, temperatura na kojoj poprima tečno stanje je nešto viša - +1920 stepeni. Živin oksid je narandžasto-crveni prah. Na temperaturi od +500 stepeni Celzijusa ova hemikalija se raspada. Kromov oksid je tamnocrveni prah sa istom tačkom topljenja kao i jedinjenje litija. Cezijev oksid ima istu boju kao živa. Razlaže se pri izlaganju sunčevoj energiji. Nikl oksid - zeleni kristali koji se pretvaraju u tečnost na temperaturi od +1682 stepena Celzijusa. Kao što vidite, fizička svojstva svih supstanci u ovoj grupi imaju mnogo zajedničkih karakteristika, iako imaju neke razlike. Kuprum (bakar) oksid izgleda kao kristali crne boje. Prelazi u tečno agregatno stanje na temperaturi od +1447 stepeni Celzijusa.

Kako se dobijaju hemikalije ove klase?

Bazni oksidi se mogu dobiti reakcijom metala sa kiseonikom pod uticajem visoke temperature. Jednačina za takvu interakciju je sljedeća: 4K + O 2 = 2K 2 O. Drugi način dobijanja hemijskih jedinjenja ove klase je razlaganje nerastvorljive baze. Jednačina se može napisati na sljedeći način: Ca (OH) 2 = CaO + H 2 O. Za izvođenje ove vrste reakcije potrebni su posebni uslovi u vidu visokih temperatura. Osim toga, razgradnjom određenih soli nastaju i bazični oksidi. Primjer je sljedeća jednačina: CaCO 3 = CaO + CO 2. Tako je nastao i kiseli oksid.

Upotreba bazičnih oksida

Hemijska jedinjenja ove grupe se široko koriste u raznim industrijama. Dalje, pogledajmo upotrebu svakog od njih. Aluminij oksid se koristi u stomatologiji za proizvodnju proteza. Koristi se i u proizvodnji keramike. Kalcijum oksid je jedna od komponenti uključenih u proizvodnju pješčano-krečnjaka. Može djelovati i kao vatrostalni materijal. U prehrambenoj industriji ovo je aditiv E529. Kalijum oksid - jedan od sastojaka mineralnih đubriva za biljke, natrijum - koristi se u hemijskoj industriji, uglavnom u proizvodnji hidroksida istog metala. Magnezijum oksid se takođe koristi u prehrambenoj industriji kao aditiv pod brojem E530. Osim toga, lijek je protiv povećanja želučane kiseline. Barijum oksid se koristi kao katalizator u hemijskim reakcijama. Gvozdeni dioksid se koristi u proizvodnji livenog gvožđa, keramike i boja. Takođe je i E172 boja za hranu. Nikl oksid daje staklu zelenu boju. Osim toga, koristi se u sintezi soli i katalizatora. Litijum oksid - jedna od komponenti u proizvodnji nekih vrsta stakla, povećava čvrstoću materijala. Jedinjenje cezija djeluje kao katalizator za neke kemijske reakcije. Kuprum oksid, kao i neki drugi, nalazi svoju primjenu u proizvodnji posebnih vrsta stakla, kao i za proizvodnju čistog bakra. U proizvodnji boja i emajla koristi se kao pigment koji daje plavu boju.

Supstance ove klase u prirodi

U prirodnom okruženju hemijska jedinjenja ove grupe nalaze se u obliku minerala. To su uglavnom kiseli oksidi, ali ih ima i među ostalima. Na primjer, spoj aluminija je korund.

U zavisnosti od nečistoća prisutnih u njemu, može biti različite boje. Među varijacijama na bazi AÍ 2 O 3 mogu se razlikovati rubin koji ima crvenu boju i safir, mineral plave boje. Ista hemikalija se može naći u prirodi iu obliku glinice. Kombinacija bakra sa kiseonikom javlja se prirodno u obliku minerala tenorit.

Zaključak

Kao zaključak možemo reći da sve supstance koje se razmatraju u ovom članku imaju slična fizička i slična hemijska svojstva. Koriste se u mnogim industrijama, od farmaceutskih do prehrambenih.

Oksidi su neorganska jedinjenja sastavljena od dva hemijska elementa, od kojih je jedan kiseonik u -2 oksidacionom stanju. Jedini element koji formira neoksid je fluor, koji u kombinaciji sa kiseonikom formira kiseonik fluorid. To je zato što je fluor elektronegativniji od kisika.

Ova klasa veza je vrlo česta. Svakodnevno se čovjek u svakodnevnom životu susreće s raznim oksidima. Voda, pijesak, ugljični dioksid koji izdišemo, izduvni gasovi automobila, rđa su primjeri oksida.

Klasifikacija oksida

Svi oksidi, prema njihovoj sposobnosti stvaranja soli, mogu se podijeliti u dvije grupe:

1. Formiranje soli oksidi (CO 2, N 2 O 5, Na 2 O, SO 3, itd.)
2. Ne stvara soli oksidi (CO, N 2 O, SiO, NO, itd.)

Zauzvrat, oksidi koji stvaraju soli podijeljeni su u 3 grupe:

• Osnovni oksidi- (Metalni oksidi - Na 2 O, CaO, CuO, itd.)
• Kiseli oksidi- (Oksidi nemetala, kao i oksidi metala u oksidacionom stanju V-VII - Mn 2 O 7, CO 2, N 2 O 5, SO 2, SO 3 itd.)
• (Oksidi metala sa oksidacionim stanjima III-IV kao i ZnO, BeO, SnO, PbO)

Ova klasifikacija se zasniva na ispoljavanju određenih hemijskih svojstava oksidima. dakle, bazični oksidi odgovaraju bazama, a kiseli oksidi kiselinama... Kiseli oksidi reaguju s bazičnim oksidima i formiraju odgovarajuću sol, kao da su reagirale baza i kiselina koje odgovaraju ovim oksidima: Isto tako, amfoterni oksidi odgovaraju amfoternim bazama, koji može pokazati i kisela i bazična svojstva: Hemijski elementi koji pokazuju različita oksidaciona stanja mogu formirati različite okside. Da bi se nekako razlikovali oksidi takvih elemenata, iza naziva oksidi, valencija je naznačena u zagradi.

CO 2 - ugljični monoksid (IV)

N 2 O 3 - dušikov oksid (III)

Fizička svojstva oksida

Oksidi su vrlo raznoliki po svojim fizičkim svojstvima. Mogu biti i tečnosti (H 2 O) i gasovi (CO 2, SO 3) ili čvrste materije (Al 2 O 3, Fe 2 O 3). Štaviše, osnovni oksidi su, po pravilu, čvrste materije. Boja oksida je također vrlo raznolika - od bezbojne (H 2 O, CO) i bijele (ZnO, TiO 2) do zelene (Cr 2 O 3), pa čak i crne (CuO).

• Osnovni oksidi

Neki oksidi reaguju s vodom i formiraju odgovarajuće hidrokside (baze): Osnovni oksidi reagiraju s kiselim oksidima i formiraju soli: Reaguju slično s kiselinama, ali s oslobađanjem vode: Oksidi metala manje aktivnih od aluminija mogu se reducirati u metale:

• Kiseli oksidi

Kiseli oksidi reaguju sa vodom i formiraju kiseline: Neki oksidi (na primer, silicijum oksid SiO2) ne reaguju sa vodom, pa se kiseline dobijaju na druge načine.

Kiseli oksidi reaguju sa bazičnim oksidima, formirajući soli: Na isti način, sa stvaranjem soli, kiseli oksidi reaguju sa bazama: Ako ovaj oksid odgovara polibazičnoj kiselini, tada se može formirati i kisela so: Nehlapljivi kiseli oksidi mogu zamijeniti hlapljive okside u solima:

Kao što je ranije spomenuto, amfoterni oksidi, ovisno o uvjetima, mogu pokazati i kisela i bazična svojstva. Dakle, oni djeluju kao bazični oksidi u reakcijama s kiselinama ili kiselim oksidima, uz stvaranje soli: I u reakcijama s bazama ili bazičnim oksidima, pokazuju kisela svojstva:

Dobijanje oksida

Oksidi se mogu dobiti na razne načine, a mi ćemo predstaviti glavne.

Većina oksida se može dobiti direktnom interakcijom kiseonika sa hemijskim elementom: Prilikom pečenja ili spaljivanja različitih binarnih jedinjenja: Termička razgradnja soli, kiselina i baza: Interakcija nekih metala sa vodom:

Primjena oksida

Oksidi su izuzetno rasprostranjeni širom svijeta i koriste se kako u svakodnevnom životu tako iu industriji. Najvažniji oksid - vodonik oksid, voda - omogućio je život na Zemlji. Sumpor oksid SO 3 koristi se za proizvodnju sumporne kiseline, kao i za preradu prehrambenih proizvoda - na taj način se produžava rok trajanja, na primjer, voća.

Oksidi željeza se koriste za proizvodnju boja, proizvodnju elektroda, iako se većina željeznih oksida u metalurgiji reducira u metalno željezo.

Kalcijum oksid, poznat i kao živo vapno, koristi se u građevinarstvu. Oksidi cinka i titana su bijeli i nerastvorljivi u vodi, pa su postali dobar materijal za proizvodnju boja - bijelih.

Silicijum oksid SiO 2 je glavna komponenta stakla. Krom oksid Cr 2 O 3 koristi se za proizvodnju obojenih zelenih stakla i keramike, a zbog svojih osobina visoke čvrstoće - za proizvode za poliranje (u obliku GOI paste).

Ugljenmonoksid CO 2, koji svi živi organizmi emituju pri disanju, koristi se za gašenje požara, a u obliku suvog leda i za hlađenje nečega.

Oksidi nazivaju se složene tvari, čije molekule uključuju atome kisika u oksidacijskom stanju - 2 i neki drugi element.

može se dobiti direktnom interakcijom kiseonika sa drugim elementom, i indirektno (na primer, razgradnjom soli, baza, kiselina). U normalnim uslovima, oksidi su u čvrstom, tečnom i gasovitom stanju, ova vrsta jedinjenja je vrlo česta u prirodi. Oksidi se nalaze u Zemljinoj kori. Rđa, pijesak, voda, ugljični dioksid su oksidi.

Oni su soli koji stvaraju i ne stvaraju soli.

Oksidi koji stvaraju soli- to su oksidi koji formiraju soli kao rezultat kemijskih reakcija. To su oksidi metala i nemetala, koji u interakciji s vodom stvaraju odgovarajuće kiseline, a u interakciji s bazama formiraju odgovarajuće kisele i normalne soli. Na primjer, bakrov oksid (CuO) je oksid koji stvara so, jer, na primer, kada je u interakciji sa hlorovodoničnom kiselinom (HCl), nastaje so:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Druge soli se mogu dobiti kao rezultat hemijskih reakcija:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi koji ne stvaraju soli nazivaju se takvi oksidi koji ne stvaraju soli. Primjer je CO, N 2 O, NO.

Oksidi koji tvore soli su, pak, 3 vrste: osnovni (od riječi « baza » ), kiseli i amfoterni.

Osnovni oksidi nazivaju se takvi metalni oksidi koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi baza. Bazni oksidi uključuju, na primjer, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO itd.

Hemijska svojstva osnovnih oksida

1. Bazni oksidi rastvorljivi u vodi reaguju sa vodom i formiraju baze:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Reagirajte sa kiselim oksidima kako bi se formirale odgovarajuće soli

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reagirati s amfoternim oksidima:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Ako se u sastavu oksida kao drugog elementa nalazi nemetal ili metal koji pokazuje najveću valenciju (obično od IV do VII), onda će takvi oksidi biti kiseli. Kiseli oksidi (anhidridi kiselina) su oni oksidi koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi kiselina. To su, na primjer, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 itd. Kiseli oksidi se rastvaraju u vodi i lužinama dajući sol i vodu.

Hemijska svojstva kiselih oksida

1. Interakcija s vodom, stvarajući kiselinu:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Ali ne reagiraju svi kiseli oksidi direktno s vodom (SiO 2, itd.).

2. Reagirajte s baznim oksidima da nastane sol:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Interakcija sa alkalijama, formirajući so i vodu:

CO 2 + Ba (OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

dio amfoterni oksid uključuje element koji ima amfoterna svojstva. Amfoternost se podrazumijeva kao sposobnost jedinjenja da pokažu kisela i bazna svojstva, u zavisnosti od uslova. Na primjer, cink oksid ZnO može biti i baza i kiselina (Zn (OH) 2 i H 2 ZnO 2). Amfoternost se izražava u tome što, u zavisnosti od uslova, amfoterni oksidi ispoljavaju ili bazična ili kisela svojstva.

Hemijska svojstva amfoternih oksida

1. Interakcija sa kiselinama, formirajući so i vodu:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reaguje sa čvrstim alkalijama (kod fuzije), formirajući kao rezultat reakcije so - natrijum cinkat i voda:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Kada cink oksid stupi u interakciju s alkalnom otopinom (isti NaOH), dolazi do druge reakcije:

ZnO + 2 NaOH + H 2 O => Na 2.

Koordinacioni broj je karakteristika koja određuje broj najbližih čestica: atoma ili inova u molekulu ili kristalu. Svaki amfoterni metal ima svoj koordinacijski broj. Za Be i Zn je 4; Za i, Al je 4 ili 6; Za i, Cr je 6 ili (vrlo rijetko) 4;

Amfoterni oksidi se obično ne rastvaraju niti reaguju s vodom.

Imate još pitanja? Želite li saznati više o oksidima?
Za pomoć od tutora -.
Prva lekcija je besplatna!

blog stranice, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.