2.1. ОКИСЛЕНИЕ МЕТАЛЛОВ И НЕМЕТАЛЛОВ КИСЛОРОДОМ
4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Cu + O2 = 2CuO - черный на проволоке
в пламени
2Ba + O 2 = 2BaO 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2C + O 2 = 2CO Si + O 2 = SiO 2 (1300 о С)
4P + 3O 2 = 2P 2 O 3 S + O 2 = SO 2 ─ сернистых газ;
SO 3 не получается
N 2 + O 2 =2NO (3000 о С) С + O 2 = CO 2
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ─ 4Сr +3O 2 = 2Cr 2 O 3 ─ зеленый
горение железа на воздухе, железная окалина, магнитный железняк, черного цвета.
Кислород не реагирует с галогенами (кроме фтора), серебром, золотом, платиной.
Щелочные металлы, кроме лития, образуют с кислородом не оксиды, а пероксиды и надпероксиды: Na 2 O 2 , KO 2
2.2. ГОРЕНИЕ (ОБЖИГ) СУЛЬФИДОВ, ФОСФИДОВ, ВОДОРОДНЫХ СОЕДИНЕНИЙ
При горении вещества образуются высшие оксиды элементов данного вещества, кроме азота. При горении азотсодержащих веществ без катализатора образуется простое вещество N 2 .
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
4NH 3 +5O 2 = кat 4NO + 6H 2 O 2PH 3 + 4O 2 = 2P 2 O 5 + 6H 2 O
CS 2 + 3О 2 = CO 2 + 2SO 2 CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O
2Ca 3 P 2 + 8O 2 = 6CaO + P 4 O 10
2.3. РАЗЛОЖЕНИЕ ОСНОВАНИЙ
Гидроксиды щелочных металлов не разлагаются до плавления, остальные разлагаются на оксид и воду при нагревании.
Неустойчивые основания распадаются без нагревания:
2AgOH = Ag 2 O + H 2 O 2CuOH = Cu 2 O + H 2 O
(оксид серебра ─ красно-коричневый, гидроксид меди (I) ─ желтый, оксид меди (I) ─ красный)
2.4. ОТНЯТИЕ ВОДЫ ОТ КИСЛОТЫ ВОДООТНИМАЮЩИМИ ВЕЩЕСТВАМИ: P 2 O 5 , H 2 SO 4 конц.
2HNO 3 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + N 2 O 5
2HClO = Cl 2 O + H 2 O
Так получают оксиды: CrO 3 , Mn 2 O 7 , Cl 2 O 7 и др.из соответствующих кислот.
Серная концентрированная кислота может вытеснить более летучую кислоту из твердой соли и одновременно отнять воду:
2KMnO4 + H2SO4 =K2SO4 + Mn2O7 + H2O
2KClO4 + H2SO4 = K2SO4 + Cl2O7 + H2O
2.5. РАЗЛОЖЕНИЕ КИСЛОТ ПРИ НАГРЕВАНИИ, ОБЛУЧЕНИИ, ДЛИТЕЛЬНОМ ХРАНЕНИИ
1. Без изменения степени окисления:
H 2 SiO 3 =t SiO 2 + H 2 O H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O
H 2 SO 4 =t SO 3 + H 2 O H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O
2. С изменением степени окисления:
4HMnO 4 = 4MnO 2 + 3O 2 + 2H 2 O
2.6. ВЫТЕСНЕНИЕ БОЛЕЕ ЛЕТУЧЕГО ОКСИДА ИЗ КРИСТАЛЛИЧЕСКОЙ СОЛИ
Na 2 CO 3 + SiO 2 =t Na 2 SiO 3 + CO 2 Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 =t 3CaSiO 3 + 2P 2 O 5
2.7. РАЗЛОЖЕНИЕ ОКСИДОВ ПРИ НАГРЕВАНИИ С ПОНИЖЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
Mn 2 O 7 = Mn 2 O 3 +2O 2 2SO 3 = 2SO 2 +O 2 4CuO = 2Cu 2 O + O 2
6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2 2Fe 3 O 4 = 6FeO + O 2 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2
P 2 O 5 не разлагается
2.8. ОКИСЛЕНИЕ КИСЛОРОДОМ С ПОВЫШЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
6FeO + O 2 = 2Fe 3 O 4 2FeO + 3/2O 2 = Fe 2 O 3 4Fe 3 O 4 + O 2 = 6Fe 2 O 3
2NO + O 2 = 2NO 2 (быстрая реакция)
2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 (только с катализатором и t)
2.9. ВОССТАНОВЛЕНИЕ МЕТАЛЛОМ С ПОНИЖЕНИЕМ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ
Fe 2 O 3 + Fe =3FeO Fe 3 O 4 + Fe =4FeO CuO + Cu = Cu 2 O
Или неполное восстановление металла из оксида
Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 2Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2
2.10. ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДОВ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ ИЗ ИХ ПЕРОКСИДОВ И НАДПЕРОКСИДОВ
Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O KO 2 + 3K = 2K 2 O 2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2
2.11. РАЗЛОЖЕНИЕ СОЛЕЙ ПРИ ПРОКАЛИВАНИИ
1. Карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, средние, кислые и основные карбонаты остальных металлов разлагаются на оксиды:
ZnCO 3 = t ZnO + CO 2 Ca(HCO 3) 2 =t CaCO 3 + CO 2 + H 2 O =t CaO+ 2CO 2 +H 2 O
Cu 2 (OH) 2 CO 3 =t 2CuO + CO 2 + H 2 O ─ разложение малахита.
2. Сульфаты щелочных металлов не разлагаются. Остальные сульфаты разлагаются на оксиды. Однако температуры разложения сульфатов выше температуры разложения SO 3 , поэтому продуктами являются:
2Al 2 (SO 4) 3 =t 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + O 2
2Fe2(SO 4) 3 =t 2Fe 2 O 3 + 6SO 2 + O 2
Так разлагаются все сульфаты, кроме сульфата железа (+2) и сульфата хрома (+2):
4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2
3. Фосфаты плавятся без разложения. При высокой температуре после плавления идет процесс:
Сa 3 (PO 4) 2 = 3CaO + P 2 O 5
4. Нитраты
Нитраты металлов от Mg до Cu разлагаются с образованием оксидов:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
ИСКЛЮЧЕНИЕ:
4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 (Fe +2 ─ сильный восстановитель) и
Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2 ─ без кислорода
Нитраты металлов, стоящих после меди:
2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2
Нитраты металлов до магния образуют при разложении нитрит металла и кислород:
2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2
Нитрат аммония
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
5. Бихромат аммония
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + 4H 2 O + Cr 2 O 3
Бихромат калия
4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3O 2
6. Перманганат
2KMnO 4 =t K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
2.12. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
1. Реакции металлов и неметаллов с концентрированной серной кислотой, азотной кислотой и другими окислителями
C + 2H 2 SO 4 к. = CO 2 + 2SO 2 + H 2 O
C + 4HNO 3 к. = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O
S + 2H 2 SO 4 к. = 3SO 2 + 2H 2 O
S + 6HNO 3 к. = H 2 SO 4 +6NO 2 + 2H 2 O
2P + 5H 2 SO 4 к. = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O
P + 5HNO 3 к. = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O
I 2 + 10HNO 3 к. = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O ─
реакция, в которой галоген восстановитель
Cu + 2H 2 SO 4 к. = СuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Cu + 4HNO 3 к. = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
3Cu +8HNO 3 р. = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
8Al + 30HNO 3 р. = 8Al(NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O
C + 2KNO 3 = CO 2 + 2KNO 2
6P + 5HClO 3 = 3P 2 O 5 + 5HCl
3S + 2KClO 3 = 3SO 2 + 2KCl
2. В результате ОВР, протекающих в растворе, можно получить оксиды NO 2 , NO (окислитель азотная кислота, нитриты), SO 2 (окислитель концентрированная серная кислота), MnO 2 (окислитель MnO 4 - , MnO 4 -2 в нейтральной среде), CO 2 (окисление органических веществ):
CrCl 2 + 4HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O
2FeSO 4 + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 = 2NO + Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
H 2 S + H 2 SO 4 = S + SO 2 + 2H 2 O
MnO4- + 2H2O + 3e = MnO 2 + 4OH - (pH = 6─8)
бурый осадок
5СH 3 OH + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5CO 2 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 19H 2 O
Число и разнообразие химических процессов безграничны, как безграничны и формы существования материи и вещества. Чтобы не заблудиться в бескрайнем многообразии химических явлений (реакций), их необходимо классифицировать. Для этого применяют различные признаки и критерии. Одним из самых распространенных способов подразделения химических реакций является их классификация по составу исходных веществ и продуктов реакции. По этому признаку химические реакции делятся на реакции соединения, разложения, замещения и обмена. Примечание. При проведении этих и других опытов не выбрасывайте полученные вещества, сохраните их для дальнейшего использования в герметически закрытой посуде с соответствующими этикетками.
Наблюдения и результаты опытов проделанных реакций каждого типа в отдельности заносятся в таблицы следующего вида:
В эти же таблицы можно внести другие примеры реакций данного типа без проведения натурного эксперимента (виртуальные опыты).
^
Реакции соединения
К реакциям соединения относятся реакции, когда из двух или более веществ получают в качестве продукта реакции только одно вещество.
^ Опыты 1-5. Простые вещества соединяются с кислородом. а) Внесите с помощью пинцета в пламя горелки ленту магния (на пламя не смотреть! ). Магний сгорает ярким пламенем с выделением большого количества тепла:
2Mg + O 2 = 2MgO.
Б) Внесите с помощью пинцета в пламя горелки медную пластинку или проволоку и подержите в средней зоне около минуты. Медь также окисляется кислородом воздуха, однако без признаков горения и выделения тепла:
2Cu + O 2 = 2CuO.
В) Внесите в пламя с помощью ложечки для сжигания веществ немного серы. Обратите внимание, что сера вначале плавится, затем загорается и горит едва заметным голубоватым пламенем с образованием резко пахнущего газа (осторожно, не вдыхать! ):
S + O 2 = SO 2 .
Погасите горящую серу, опустив ложечку в стакан с водой или с песком.
Г) Внесите в пламя с помощью ложечки для сжигания веществ немного фосфора. Обратите внимание, что фосфор воспламеняется без плавления и сгорает ярким пламенем (осторожно! ) с образованием обильного дыма:
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 .
Д) Налейте в пробирку до половины раствор (10%) поваренной соли и опустите в него очищенный железный гвоздь, чтобы часть его не была бы покрыта раствором. Пробирку закройте неплотно (для доступа воздуха) ватным тампоном и оставьте на несколько дней. Обратите внимание на появление ржавчины на поверхности гвоздя. Упрощенно ее образование можно выразить уравнением:
3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 .
^ Опыты 6-7. Оксиды соединяются с водой . а) Налейте в стакан немного воды и внесите в воду кусочек оксида кальция. Обратите внимание на бурный характер реакции, в результате которой смесь сильно разогревается:
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .
Образование гидроксида кальция подтвердите с помощью индикатора.
Б) Налейте в колбу немного воды и внесите в колбу горящий фосфор в закрепленной в пробке ложечке для сжигания веществ. Не касайтесь при этом ложечкой поверхности воды (рис. 19).
Рис. 19. Взаимодействие оксида фосфора с водой.
Когда оксид фосфора заполнит колбу, уберите ложечку с горящим веществом в стакан с водой или с песком и вновь закройте колбу другой пробкой. Энергично встряхивайте колбу с водой и оксидом до полного взаимодействия веществ:
P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 .
Образование кислоты в колбе подтвердите с помощью индикатора.
^ Опыт 8. Оксиды соединяются между собой. Смешайте и разотрите в ступке оксид свинца (II) (2,2 г) и оксид кремния (0,6 г). Изогните кончик проволочки в виде небольшой петли, наберите ею немного полученной смеси и внесите в пламя горелки. При необходимости повторите эту операцию несколько раз. Смесь сплавляется, образуя маленький стекловидный шарик силиката свинца (II):
PbO + SiO 2 = PbSiO 3 .
^ Опыты 9-10. Металлы соединяются с неметаллами . а) Нагрейте до кипения в пробирке (укрепив ее в штативе вертикально) немного серы и внесите на несколько секунд в ее пары пучок тонкой медной проволоки. Наблюдайте образование бурого дыма:
Б) В пробирку с водой (2-3 мл) добавьте 3-4 капли настойки иода и прибавьте щепотку порошка алюминия (или другого металла). Встряхивайте пробирку и наблюдайте постепенное обесцвечивание раствора:
2Al + 3I 2 = 2AlI 3 .
^ Опыт 11. Соли соединяются с водой. Поместите в пробирку немного (0,5 г) безводного сульфата меди (II) и добавьте 2-3 капли воды. Наблюдайте изменение окраски вследствие образования медного купороса:
CuSO 4 + 5H 2 O = CuSO 4 ·5H 2 O.
^ Опыты 12-14. Сложные вещества реагируют с аммиаком. а) Два ватных тампона смочите концентрированными растворами аммиака и соляной кислоты. Поднесите оба тампона с помощью пинцетов друг к другу и наблюдайте появление белого дыма:
HCl + NH 3 = NH 4 Cl.
Б) К раствору медного купороса (2-3 мл) добавляйте по каплям концентрированный раствор аммиака до образования прозрачного раствора сульфата тетрамминмеди (II) интенсивно синего цвета:
CuSO 4 + 4NH 3 = SO 4 .
Б) К раствору нитрата серебра добавляйте по каплям раствор аммиака. Первоначально выпадает осадок гидроксида серебра, который мгновенно разлагается на воду и оксид серебра коричнево-черного цвета:
AgNO 3 + NH 3 · H 2 O = AgOH↓ + NH 4 NO 3 ;
2AgOH = Ag 2 O↓ + H 2 O.
При дальнейшем добавлении аммиака происходит растворение осадка с образованием гидроксида диамминсеребра:
Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2OH.
^ Опыт 15. Две соли соединяются между собой. Приготовьте насыщенные при 50-60 о С растворы железного купороса и сульфата аммония и тотчас же слейте их в широкий стакан или кристаллизатор. Добавьте к смеси несколько капель концентрированной серной кислоты и охладите при помешивании. Вскоре появляются синевато-зеленые кристаллы соли Мора:
FeSO 4 + (NH 4) 2 SO 4 + 6H 2 O = FeSO 4 ·(NH 4) 2 SO 4 ·6H 2 O.
Оставьте смесь в холодном месте до следующего дня, затем отфильтруйте соль, высушите и сохраните для дальнейшего изучения.
^
Реакции разложения
Реакции разложения чаще всего протекают с поглощением тепла (эндотермические реакции), а по своей сущности противоположны реакциям соединения. Таким образом, к реакциям разложения относятся такие химические явления, когда из одного сложного вещества образуется несколько простых или сложных веществ.
^ Опыт 1. Оксиды разлагаются на исходные вещества. Проведите в приборе для электролиза (рис. 20) разложение воды электрическим током:
2H 2 O = 2H 2 +O 2 .
Если в лаборатории нет прибора для электролиза растворов, изготовьте его сами. Выньте из отработанных электрических батареек два графитовых стержня. Прикрепите к их концам по изолированному проводу (30-40 см), желательно разного цвета. Вырежьте кусочек плотного картона (5х10) и проделайте в нем на расстоянии 2-2,5 см два отверстия по диаметру графитовых стержней, чтобы они плотно держались в картонке. Подключите электроды к источнику постоянного тока напряжением 6-24 вольт (можно использовать батарейки). Опустите электроды в стакан с водой, – электролиз не наблюдается, так как чистая вода практически не проводит электрический ток. Подкислите воду серной кислотой и вновь опустите электроды в раствор. На них выделяются водород и кислород. По количеству пузырьков определите, на каком электроде, какой газ выделяется. Уточните ваше предположение по знаку заряда соответствующего полюса источника тока.
Рис. 20. Прибор для проведения электролиза в растворе.
Опыт можно провести, используя прибор, собранный по схеме (рис. 21). В этом случае легко сравнить объемы водорода и кислорода, выделяющиеся на электродах.
Рис. 21. Схема установки для разложения воды электрическим током.
^ Опыт 2. Соли разлагаются при нагревании. Поместите в пробирку немного годроксокарбоната меди (II) (малахит). Установите пробирку в штативе вертикально и нагрейте вещество. Внесите в пробирку горящую лучинку, она гаснет. Обратите внимание на появлении капель воды на стенках пробирки. На дне пробирки остается порошок оксида меди (II) черного цвета:
(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O.
Продолжайте нагревать соль до полного ее разложения. Полученный оксид меди сохраните для других опытов.
^ Опыт 3-4. Гидроксиды могут разлагаться при нагревании. а) Обмакните кончик стеклянной палочки в серную кислоту и внесите в пламя горелки. Наблюдайте образование белого "дыма" в результате разложения вещества:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O.
Б) Нагрейте в пробирке немного (1-2 г) свежеприготовленной суспензии гидроксида меди (II). Вещество легко разлагается:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.
Наблюдайте образование вещества черного цвета.
^ Опыт 5. Дегидратация кристаллогидратов. Поместите 3-5 г мелко истолченного медного купороса в фарфоровую чашку. Установите ее на кольцо штатива и нагревайте при помешивании вещества стеклянной палочкой, удерживая при этом чашечку тигельными щипцами. Наблюдайте постепенное обесцвечивание кристаллогидрата за счет отщепления воды:
CuSO 4 · 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O.
Не допускайте излишнего прокаливания, иначе начнется разложение безводного сульфата меди (II). Полученную соль охладите и сохраните в герметически закрытой баночке для других опытов. Отщепление воды от кристаллогидратов происходит также самопроизвольно при их хранении в открытой посуде и в природе. В этом случае процесс отщепления кристаллизационной воды называется выветриванием.
^ Опыт 6. Некоторые вещества разлагаются с выделением тепла. Разотрите в ступке кристаллы дихромата аммония и полученный порошок (3-4 г) насыпьте небольшой кучкой (конусом) на широкую несгораемую подставку. Сильно нагрейте кончик стеклянной палочки в пламени горелки и внесите его в порошок. Тепло стеклянной палочки инициирует реакцию разложения, которая затем протекает самопроизвольно с выделением большого количества тепла:
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.
^
Реакции замещения
К реакциям замещения относят химическое взаимодействие между простым и сложным веществом, в процессе которого атомы простого вещества замещают какие либо атомы в сложном веществе, в результате получаются новое сложное и новое простое вещества. В общем случае реакции замещения протекают в тех случаях, когда химические связи между элементами в сложном веществе – продукте реакции прочнее, чем связи между элементами в структурных частицах исходного соединения. Следует учесть также, что если реакции замещения протекают в растворах, то в процессе может принимать участие и растворитель.
^ Опыт 1. Активные металлы вытесняют водород из воды при обычных условиях. Небольшую пробирку наполните почти доверху водой. Бросьте в нее кусочек натрия величиной с пшеничное зерно. Наблюдайте (не наклоняйтесь над пробиркой! ) бурную реакцию с выделением газа. Поднесите к отверстию пробирки горящую лучинку и убедитесь по звуку воспламенения и по характеру горения, что это – водород. По окончании реакции добавьте в раствор каплю раствора фенолфталеина и убедитесь, что образовалась также щелочь:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 .
^ Опыт 2. Металл вытесняет водород из кислоты. В небольшую пробирку опустите 2-3 гранулы цинка и добавьте 3-5 мл раствора (1:1) соляной кислоты. Наблюдайте выделение газа. Докажите, что это водород. Выпарите каплю раствора после реакции и убедитесь, что в растворе образовалась соль:
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 .
^ Опыт 3. Магний вытесняет медь из оксида меди (II). Смешайте в ступке порошок магния массой 2 г и оксид меди массой 4 г и смесь поместите в фарфоровый тигель, который в целях пожаробезопасности поставьте в чашку с песком. В смесь поместите магниевую стружку и подожгите ее. Выделившееся тепло инициирует реакцию, которая дальше продолжается самопроизвольно с выделением большого количества тепла:
Mg + CuO = MgO + Cu.
Когда продукты реакции остынут, убедитесь, что образовались белый порошок – оксид магния и металлическая медь.
^ Опыт 4-5. Металлы и неметаллы вступают в реакции замещения с солями. а) Налейте в пробирку раствор (10%) сульфата меди (II) или другой соли меди (II) и опустите в раствор очищенный железный гвоздь. Наблюдайте появление налета меди на поверхности гвоздя и изменение (через некоторое время) окраски раствора:
Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu.
Б) Налейте в пробирку раствор (5%) иодида натрия и добавьте несколько капель хлорной воды или раствора отбеливателя "Белизна". Наблюдайте изменение окраски раствора вследствие реакции:
2NaI + Cl 2 = 2NaCl + I 2 .
Добавьте к раствору каплю крахмального клейстера, и вы убедитесь в образовании иода по появлению синей окраски.
^
Реакции обмена
К реакциям обмена относятся реакции между двумя сложными веществами, в процессе которых вещества как бы обмениваются своими составными частями, в результате образуются новые вещества, соответствующие исходным соединениям. Реакции обмена могут происходить и непосредственно между исходными веществами, находящимися в соответствующих агрегатных состояниях, и между их растворами. Главным условием протекания реакций обмена является образование новых более прочных, чем исходные вещества, соединений и (или) их удаление из реакционной среды в виде малорастворимого (выпадение в осадок) или газообразного вещества. Кроме того реакции обмена в водных растворах идут до конца, если одним из продуктов реакции является вода. Для прогнозирования возможности или невозможности протекания реакций обмена в растворах используйте таблицу растворимости веществ.
^ Опыты 1-3. Оксиды вступают в реакции обмена с кислотами, щелочами и солями. а) Наберите в пробирку несколько крупинок оксида меди (II) и прилейте 3-5 мл раствора (1:1) соляной кислоты. Наблюдайте растворение оксида и образование окрашенного раствора:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O.
Б) Налейте в коническую колбу объемом 150-200 мл 10-15 мл воды и добавьте несколько капель раствора фенолфталеина. Прилейте сюда же по каплям раствор гидроксида натрия (1%) до появления интенсивной малиновой окраски. В ложечку для сжигания веществ наберите немного серы, подожгите ее в пламени горелки и внесите в колбу (не касайтесь ложечкой поверхности раствора), закрыв отверстие влажным ватным тампоном. Наблюдайте обесцвечивание раствора (остаток горящей серы погасите в стакане с водой):
SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O.
В) Смешайте в ступке, а затем разотрите мел (5 г) и кварц или чистый песок (3 г). Возьмите кусочек тонкой железной проволочки (30-40 см) и изогните ее конец в виде небольшой петли. Наберите смесь на петлю и, стараясь не рассыпать ее, внесите в пламя горелки. Повторите эту процедуру несколько раз и наблюдайте образование твердой бусинки:
SiO 2 + CaCO 3 = CaSiO 3 + CO 2 .
^ Опыты 4-6. Соли вступают в реакции обмена с кислотами, щелочами и солями. а) Налейте в пробирку немного раствора силиката натрия (Разбавьте силикатный клей в 2-3 раза) и добавьте несколько капель раствора соляной кислоты. Наблюдайте образование бесцветного осадка:
Na 2 SiO 3 + 2HCl = H 2 SiO 3 ↓ + 2NaCl.
Б) Налейте в пробирку немного раствора (5%) соли меди и добавьте несколько капель раствора (5%) щелочи, не допуская ее избытка. Наблюдайте образование голубого осадка:
CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 .
В) Налейте в пробирку немного раствора (5%) хлорида кальция и добавьте по каплям раствор (5%) карбоната натрия. Наблюдайте образование белого осадка:
CaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + 2NaCl.
^ Опыт 7. Реакция нейтрализации является реакцией обмена. Налейте в колбу унифицированного прибора 20-30 мл разбавленного раствора любой щелочи и добавьте несколько капель раствора фенолфталеина до появления интенсивной малиновой окраски жидкости. В делительную воронку унифицированного прибора налейте 30-40 мл разбавленного раствора (2-3%) любой, например, азотной кислоты. Концентрации растворов должны быть примерно эквивалентными. Поворачивая кран делительной воронки, добавляйте кислоту к раствору щелочи вначале небольшими порциями, а затем по каплям (при постоянном перемешивании раствора круговыми движениями колбы) до полной нейтрализации щелочи, то есть до обесцвечивания раствора:
NaOH + HNO 3 = NaNO 3 + H 2 O.
^
Опыты, иллюстрирующие несколько типов реакций в одном процессе
Многие процессы протекают значительно сложнее, чем мы их записываем в виде химических уравнений. Зачастую происходят побочные явления или продукты реакции мгновенно претерпевают самопроизвольно дальнейшие превращения. Кроме того, во многих реакциях в растворах активное участие принимает растворитель (вода).
^ Опыт 1. Реакции обмена и разложения в одном процессе. Поместите кусочек мела в пробирку и добавьте немного разбавленной соляной кислоты (1:5). Наблюдайте растворение мела и вспучивание смеси за счет двух реакций:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 CO 3 ;
H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2 .
Обе реакции протекают одновременно, поэтому процесс выражают одним уравнением:
CaCO 3 + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O + CO 2 .
^ Опыт 2. Реакции обмена и соединения в одном процессе. К раствору (5%) сульфата железа (II) прилейте немного раствора (5%) щелочи. Наблюдайте образование светлого осадка гидроксида железа (II), который тут же превращается в бурый осадок гидроксида железа (III):
FeSO 4 + 2NaOH = Fe(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4 ;
4 Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 ↓.
Оба процесса можно выразить одним уравнением:
4FeSO 4 + 8NaOH+ 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 ↓ + 4Na 2 SO 4 .
^ Опыт 3. Реакции обмена и разложения с участием воды в одном процессе. К раствору соли алюминия в пробирке прилейте раствор карбоната натрия. Наблюдайте образование осадка и выделение углекислого газа в результате гидролиза образовавшегося карбоната алюминия и разложения угольной кислоты:
3Na 2 CO 3 + 2AlCl 3 = 6NaCl + Al 2 (CO 3) 3 ;
Al 2 (CO 3) 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 CO 3 ;
H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2 .
Процесс можно выразить одним суммарным химическим уравнением реакций:
3Na 2 CO 3 + 2AlCl 3 + 3H 2 O = 6NaCl + 2Al(OH) 3 ↓+ 3CO 2 .
^
Вопросы и задания
1. Приведите примеры различных химических реакций, используемых в быту. К какому типу относятся эти реакции?
2. Реакции часто классифицируют по признаку поглощения и выделения тепла (энергии). Какие из проведенных вами реакций являются эндотермическими, какие – экзотермическими?
3. Реакции, протекающие с выделением света и тепла, называются реакциями горения. Какие из проведенных вами реакций относятся к реакциям горения?
4. Полистайте ваш учебник химии, увидев запись уравнения какой-либо реакции, определите (используя различные способы классификации), к какому типу реакция относится.
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. |
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