Химические свойства

Способы получения

Оксиды

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом (окисление, горение):

4Li +O₂ → 2Li₂O (При непосредственном взаимодействии с О₂ других щелочных металлов оксиды не образуются: 2Na + O₂ → Na₂O₂ (пероксид натрия); К + О₂ → КО₂ (надпероксид калия)).

4Р + 5О₂ → 2Р₂О₅ (Р₄О₁₀); 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃.

2. Горение (окисление) сложных веществ:

СН₄ + 2O₂ ® СО₂ + 2Н₂О; 2H₂S + 3O₂ ® 2H₂O + 2SO₂;

2CuS₂ + 3O₂ ® 2CuO + 2SO₂ (обжиг)

Образуются оксиды элементов, атомы которых входят в состав горящего вещества.

3. Доокисление низших оксидов: 4FeО + O₂ ® 2Fe₂O₃; 2CO + O₂ ® 2CO₂

4. Разложение при нагревании кислородных соединений:

4.1. Оксидов: 4СrО₃ ® 2Сr₂O₃ +3O₂.

4.2. Гидроксидов (нерастворимых в воде): Са(ОН)₂ ® СаО + Н₂О,

Н₂SiO₃ ® Н₂О + SiO₂.

4.3. Солей: СаСО₃ ® СаО + СО₂; 2Pb(NO₃)₂ ® O₂ + 4NO₂ + 2РbО.

5. Если оксиду соответствует непрочная кислота или основание, то можно получить его действием кислоты или щелочи не соответствующие соли:

Na₂CO₃ + 2HCl ® 2NaCl + H₂O +CO₂ HgCl₂ + 2NaOH ® 2NaCl + H₂O + HgO.

6. Взаимодействие азотной и концентрированной серной кислот с металлами и неметаллами: Cu + 4HNO_3(конц.) ® Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O, C + 2H₂SO_4(конц.) ® CO₂ +2SO₂ +2Н₂O.

7. Окисление металлов оксидами других элементов (металлотермия):

2Al + Cr₂O₃ ® 2Cr + Al₂O₃

Физические свойства. Основные оксиды – твердые при комнатной температуре, как правило, тугоплавкие вещества. Химическая связь в таких оксидах преимущественно ионная.

Кислотные оксиды при комнатной температуре и атмосферном давлении могут быть твердыми (SiO₂, P₂O₅), жидкими (N₂O₃, Cl₂O₇, Mn₂O₇) или газообразными (CO₂, SO₂). Химическая связь в таких оксидах ковалентная. Наиболее типичные кислотные оксиды в конденсированном состоянии имеют молекулярное строение, поэтому, за редким исключением, характеризуются невысокими температуры плавления и кипения. Большинство из них легко растворяются в воде, образуя кислоты.

1. Оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды, взаимодействуют с водой:

Na₂О + Н₂О ® 2NaOH; Р₂О₅ + 3Н₂О ® 2Н₃РО₄.

2. Основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:

FеО + H₂SO₄ ® FeSO₄ + Н₂О; FеО + H⁺ ® Fе²⁺ + H₂O;

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ ® Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O; Al₂O₃ + 6H⁺ ® 2A1³⁺ + 3Н₂О.

3. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют со щелочами:

SО₃ + 2NaOH ® Na₂SO₄ + Н₂O; SO₃ + 2OН^– ® SO₄^2– + Н₂O;

Al₂O_3(т) + 2NaOH_(т) 2NaA1О₂ + H₂О;

Al₂О_3(т) + 6NaOH_(р-р) + 3H₂О_(ж) ® 2Nа₃[А1(ОН)₆]_(р-р),

Al₂О_3(т) + 6OH^–_(р-р) + 3H₂О_(ж) ® 2[А1(ОН)₆]^3–_(р-р),

4. Основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотными:

СаО + CO₂ ® СaCO₃; Р₂О₅ + Al₂O₃ 2AlPO₄.

5. Разложение некоторых оксидов: 2НgO 2Hg + О₂.

6. Металлотермия: Fe₂O₃ + 2Al 2Al₂O₃ + 2Fe

2. Основания. В свете теории электролитической диссоциации основаниями называются электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксид-ионы: NaOH ⇄ Na⁺ + OН^–.

Классификация. Основания классифицируют:

I. По кислотности (кислотность основания определяется числом молей гидроксид-ионов, образующихся при диссоциации 1 моль основания при допущении, что степень диссоциации равна 1, или 100%): одно- (NаОН, КОН и др.), двух- (Са(ОН)₂, Mg(ОН)₂ и др.) и многокислотные основания. Двух- и многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

II. По растворимости в воде: растворимые (щелочи) и нерастворимые основания.