Óxidos que no forman sales (indiferentes, indiferentes) CO, SiO, N 2 0, NO.

Óxidos formadores de sales:

Básico. Óxidos cuyos hidratos son bases. Óxidos metálicos con estados de oxidación +1 y +2 (con menos frecuencia +3). Ejemplos: Na 2 O - óxido de sodio, CaO - óxido de calcio, CuO - óxido de cobre (II), CoO - óxido de cobalto (II), Bi 2 O 3 - óxido de bismuto (III), Mn 2 O 3 - manganeso (III) óxido).

Anfótero. Óxidos cuyos hidratos son hidróxidos anfóteros. Óxidos metálicos con estados de oxidación +3 y +4 (con menos frecuencia +2). Ejemplos: Al 2 O 3 - óxido de aluminio, Cr 2 O 3 - óxido de cromo (III), SnO 2 - óxido de estaño (IV), MnO 2 - óxido de manganeso (IV), ZnO - óxido de zinc, BeO - óxido de berilio.

Ácido. Óxidos cuyos hidratos son ácidos que contienen oxígeno. Óxidos no metálicos. Ejemplos: P 2 O 3 - óxido de fósforo (III), CO 2 - óxido de carbono (IV), N 2 O 5 - óxido de nitrógeno (V), SO 3 - óxido de azufre (VI), Cl 2 O 7 - óxido de cloro ( VII). Óxidos metálicos con estados de oxidación +5, +6 y +7. Ejemplos: Sb 2 O 5 - óxido de antimonio (V). CrOz - óxido de cromo (VI), MnOz - óxido de manganeso (VI), Mn 2 O 7 - óxido de manganeso (VII).

Cambio en la naturaleza de los óxidos al aumentar el estado de oxidación del metal.

Propiedades físicas

Los óxidos son sólidos, líquidos y gaseosos, de diferentes colores. Por ejemplo: el óxido de cobre (II) CuO es negro, el óxido de calcio CaO es blanco - sólidos. El óxido de azufre (VI) SO 3 es un líquido volátil incoloro y el monóxido de carbono (IV) CO 2 es un gas incoloro en condiciones normales.

Estado de agregación

CaO, CuO, Li 2 O y otros óxidos básicos; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 y otros óxidos anfóteros; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 y otros óxidos ácidos.

SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7, etc.

Gaseoso:

CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2, etc.

solubilidad en agua

Soluble:

a) óxidos básicos de metales alcalinos y alcalinotérreos;

b) casi todos los óxidos ácidos (excepción: SiO 2).

Insoluble:

a) todos los demás óxidos básicos;

b) todos los óxidos anfóteros

Propiedades químicas

1. Propiedades ácido-base

Las propiedades comunes de los óxidos básicos, ácidos y anfóteros son las interacciones ácido-base, que se ilustran en el siguiente diagrama:

(solo para óxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos) (excepto SiO 2).

Los óxidos anfóteros, que tienen propiedades de óxidos tanto básicos como ácidos, interactúan con ácidos y álcalis fuertes:

2. Propiedades redox

Si un elemento tiene un estado de oxidación variable (s.o.), entonces sus óxidos con s bajo. o. puede exhibir propiedades reductoras y óxidos con alto c. o. - oxidativo.

Ejemplos de reacciones en las que los óxidos actúan como agentes reductores:

Oxidación de óxidos con baja c. o. a óxidos con alto c. o. elementos.

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

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

2norte +2o + o2 = 2norte +4o2

El monóxido de carbono (II) reduce los metales de sus óxidos y el hidrógeno del agua.

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

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

Ejemplos de reacciones en las que los óxidos actúan como agentes oxidantes:

Reducción de óxidos con alto o. elementos a óxidos con baja c. o. o a sustancias simples.

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

El uso de óxidos de metales poco activos para la oxidación de sustancias orgánicas.

Algunos óxidos en los que el elemento tiene un intermedio c. o., capaz de desproporcionarse;

Por ejemplo:

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

Métodos de obtención

1. Interacción de sustancias simples (metales y no metales) con oxígeno:

4Li + O2 = 2Li2O;

2Cu + O2 = 2CuO;

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

2. Deshidratación de bases insolubles, hidróxidos anfóteros y algunos ácidos:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

H2SO3 = SO2 + H2O

H2SiO3 = SiO2 + H2O

3. Descomposición de algunas sales:

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. Oxidación de sustancias complejas con oxígeno:

CH4 + 2O2 = CO2 + H2O

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

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

5. Reducción de ácidos oxidantes con metales y no metales:

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

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

2HNO 3 (diluido) + S = H 2 SO 4 + 2NO

6. Interconversiones de óxidos durante reacciones redox (ver propiedades redox de los óxidos).

Antes de empezar a hablar de las propiedades químicas de los óxidos, debemos recordar que todos los óxidos se dividen en 4 tipos: básicos, ácidos, anfóteros y no formadores de sal. Para determinar el tipo de cualquier óxido, primero debe comprender si se trata de un óxido metálico o no metálico y luego usar el algoritmo (¡debe aprenderlo!) que se presenta en la siguiente tabla. :

Además de los tipos de óxidos indicados anteriormente, también introduciremos dos subtipos más de óxidos básicos, en función de su actividad química, a saber óxidos básicos activos Y Óxidos básicos poco activos.

• A óxidos básicos activos Incluimos óxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos (todos los elementos de los grupos IA y IIA, excepto hidrógeno H, berilio Be y magnesio Mg). Por ejemplo, Na 2 O, CaO, Rb 2 O, SrO, etc.
• A óxidos básicos poco activos Incluiremos todos los óxidos principales que no están incluidos en la lista. óxidos básicos activos. Por ejemplo, FeO, CuO, CrO, etc.

Es lógico suponer que los óxidos básicos activos a menudo entran en reacciones que los poco activos no.

Cabe señalar que, a pesar de que el agua es en realidad un óxido de un no metal (H 2 O), sus propiedades generalmente se consideran de forma aislada de las propiedades de otros óxidos. Esto se debe a su enorme distribución en el mundo que nos rodea y, por lo tanto, en la mayoría de los casos el agua no es un reactivo, sino un medio en el que pueden tener lugar innumerables reacciones químicas. Sin embargo, a menudo participa directamente en diversas transformaciones, en particular, algunos grupos de óxidos reaccionan con él.

¿Qué óxidos reaccionan con el agua?

De todos los óxidos con agua reaccionar solo:

1) todos los óxidos básicos activos (óxidos de metal alcalino y metal alcalino);

2) todos los óxidos ácidos, excepto dióxido de silicio (SiO 2);

aquellos. De lo anterior se deduce que con agua exactamente no reacciones:

1) todos los óxidos básicos poco activos;

2) todos los óxidos anfóteros;

3) óxidos que no forman sales (NO, N 2 O, CO, SiO).

Nota:

El óxido de magnesio reacciona lentamente con el agua cuando se hierve. Sin un fuerte calentamiento, no se produce la reacción del MgO con H 2 O.

La capacidad de determinar qué óxidos pueden reaccionar con el agua incluso sin la capacidad de escribir las ecuaciones de reacción correspondientes ya le permite obtener puntos por algunas preguntas en la parte de prueba del Examen Estatal Unificado.

Ahora descubramos cómo reaccionan ciertos óxidos con el agua, es decir. Aprendamos a escribir las ecuaciones de reacción correspondientes.

Óxidos básicos activos, al reaccionar con el agua, forman sus correspondientes hidróxidos. Recuerde que el óxido metálico correspondiente es un hidróxido que contiene el metal en el mismo estado de oxidación que el óxido. Entonces, por ejemplo, cuando los óxidos básicos activos K +1 2 O y Ba +2 O reaccionan con el agua, se forman sus correspondientes hidróxidos K ​​+1 OH y Ba +2 (OH) 2:

K2O + H2O = 2KOH- hidróxido de potasio

BaO + H2O = Ba(OH)2– hidróxido de bario

Todos los hidróxidos correspondientes a óxidos básicos activos (metales alcalinos y óxidos de metales alcalinos) pertenecen a los álcalis. Los álcalis son todos los hidróxidos metálicos que son altamente solubles en agua, así como el hidróxido de calcio Ca(OH) 2 poco soluble (como excepción).

La interacción de óxidos ácidos con agua, así como la reacción de óxidos básicos activos con agua, conduce a la formación de los correspondientes hidróxidos. Sólo en el caso de los óxidos ácidos no corresponden a los básicos, sino a los hidróxidos ácidos, más a menudo llamados ácidos que contienen oxígeno. Recordemos que el óxido ácido correspondiente es un ácido que contiene oxígeno y que contiene un elemento formador de ácido en el mismo estado de oxidación que el óxido.

Así, si, por ejemplo, queremos escribir la ecuación de interacción del óxido ácido SO 3 con el agua, en primer lugar debemos recordar los principales ácidos azufrados que se estudian en el currículo escolar. Estos son los ácidos sulfuro de hidrógeno H 2 S, H 2 SO 3 sulfuroso y H 2 SO 4 sulfúrico. El ácido sulfuro de hidrógeno H 2 S, como es fácil de ver, no contiene oxígeno, por lo que su formación durante la interacción de SO 3 con agua puede excluirse inmediatamente. De los ácidos H 2 SO 3 y H 2 SO 4, solo el ácido sulfúrico H 2 SO 4 contiene azufre en estado de oxidación +6, como en el óxido SO 3. Por tanto, es precisamente esto lo que se formará en la reacción del SO 3 con agua:

H2O + SO3 = H2SO4

De manera similar, el óxido N 2 O 5, que contiene nitrógeno en el estado de oxidación +5, al reaccionar con el agua, forma ácido nítrico HNO 3, pero en ningún caso nitroso HNO 2, ya que en el ácido nítrico el estado de oxidación del nitrógeno es el mismo que en N 2 O 5 , es igual a +5, y en nitrógeno - +3:

norte +5 2 O 5 + H 2 O = 2HN +5 O 3

Excepción:

El óxido de nitrógeno (IV) (NO 2) es un óxido no metálico en el estado de oxidación +4, es decir. De acuerdo con el algoritmo descrito en la tabla al principio de este capítulo, deben clasificarse como óxidos ácidos. Sin embargo, no existe ningún ácido que contenga nitrógeno en el estado de oxidación +4.

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Interacción de óxidos entre sí.

En primer lugar, es necesario comprender claramente el hecho de que entre los óxidos formadores de sales (ácidos, básicos, anfóteros), casi nunca ocurren reacciones entre óxidos de la misma clase, es decir, En la gran mayoría de los casos la interacción es imposible:

1) óxido básico + óxido básico ≠

2) óxido de ácido + óxido de ácido ≠

3) óxido anfótero + óxido anfótero ≠

Si bien la interacción casi siempre es posible entre óxidos que pertenecen a diferentes tipos, es decir, casi siempre estan goteando reacciones entre:

1) óxido básico y óxido ácido;

2) óxido anfótero y óxido ácido;

3) óxido anfótero y óxido básico.

Como resultado de todas estas interacciones, el producto siempre es sal promedio (normal).

Consideremos todos estos pares de interacciones con más detalle.

Como resultado de la interacción:

Me x O y + óxido de ácido, donde Me x O y – óxido metálico (básico o anfótero)

Se forma una sal formada por el catión metálico Me (del Me x O y inicial) y el residuo ácido del ácido correspondiente al óxido del ácido.

Como ejemplo, intentemos escribir las ecuaciones de interacción para los siguientes pares de reactivos:

Na2O + P2O5 Y Al 2 O 3 + SO 3

En el primer par de reactivos vemos un óxido básico (Na 2 O) y un óxido ácido (P 2 O 5). En el segundo, óxido anfótero (Al 2 O 3) y óxido ácido (SO 3).

Como ya se mencionó, como resultado de la interacción de un óxido básico/anfótero con uno ácido, se forma una sal que consiste en un catión metálico (del óxido básico/anfótero original) y un residuo ácido del ácido correspondiente al óxido ácido original.

Por tanto, la interacción de Na 2 O y P 2 O 5 debería formar una sal formada por cationes Na + (de Na 2 O) y el residuo ácido PO 4 3-, ya que el óxido P +5 2 O 5 corresponde al ácido H 3 P +5 O4. Aquellos. Como resultado de esta interacción, se forma fosfato de sodio:

3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4- fosfato de sodio

A su vez, la interacción de Al 2 O 3 y SO 3 debería formar una sal formada por cationes Al 3+ (de Al 2 O 3) y el residuo ácido SO 4 2-, ya que el óxido S +6 O 3 corresponde al ácido H 2 S +6 O4. Así, como resultado de esta reacción se obtiene sulfato de aluminio:

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3- sulfato de aluminio

Más específica es la interacción entre óxidos anfóteros y básicos. Estas reacciones se llevan a cabo a altas temperaturas y su ocurrencia es posible debido a que el óxido anfótero en realidad asume el papel de ácido. Como resultado de esta interacción, se forma una sal de una composición específica, que consiste en un catión metálico que forma el óxido básico original y un “residuo ácido”/anión, que incluye el metal del óxido anfótero. La fórmula general de dicho “residuo ácido”/anión se puede escribir como MeO 2 x -, donde Me es un metal de un óxido anfótero, y x = 2 en el caso de óxidos anfóteros con una fórmula general de la forma Me + 2 O (ZnO, BeO, PbO) y x = 1 – para óxidos anfóteros con una fórmula general de la forma Me +3 2 O 3 (por ejemplo, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 y Fe 2 O 3).

Intentemos escribir las ecuaciones de interacción como ejemplo.

ZnO + Na2O Y Al 2 O 3 + BaO

En el primer caso, el ZnO es un óxido anfótero de fórmula general Me +2 O, y Na 2 O es un óxido básico típico. Según lo anterior, como resultado de su interacción, se debe formar una sal, que consiste en un catión metálico que forma un óxido básico, es decir. en nuestro caso, Na + (de Na 2 O) y el “residuo ácido”/anión de fórmula ZnO 2 2-, ya que el óxido anfótero tiene una fórmula general de la forma Me + 2 O. Así, la fórmula del La sal resultante, sujeta a la condición de neutralidad eléctrica de una de sus unidades estructurales (“moléculas”), se verá como Na 2 ZnO 2:

ZnO + Na2O = a=> Na 2 ZnO 2

En el caso de un par de reactivos que interactúan Al 2 O 3 y BaO, la primera sustancia es un óxido anfótero con la fórmula general Me + 3 2 O 3, y la segunda es un óxido básico típico. En este caso, se forma una sal que contiene un catión metálico del óxido principal, es decir Ba 2+ (de BaO) y el “residuo ácido”/anión AlO 2 -. Aquellos. la fórmula de la sal resultante, sujeta a la condición de neutralidad eléctrica de una de sus unidades estructurales (“moléculas”), tendrá la forma Ba(AlO 2) 2, y la ecuación de interacción en sí se escribirá como:

Al 2 O 3 + BaO = a=> Ba(AlO2)2

Como escribimos anteriormente, la reacción casi siempre ocurre:

Me x O y + óxido de ácido,

donde Me x O y es un óxido metálico básico o anfótero.

Sin embargo, hay dos óxidos ácidos "quisquillosos" que debemos recordar: el dióxido de carbono (CO 2) y el dióxido de azufre (SO 2). Su "delicadeza" radica en el hecho de que, a pesar de sus evidentes propiedades ácidas, la actividad del CO 2 y el SO 2 no es suficiente para que interactúen con los óxidos básicos y anfóteros de baja actividad. De los óxidos metálicos, reaccionan sólo con óxidos básicos activos(óxidos de metal alcalino y metal alcalino). Por ejemplo, Na 2 O y BaO, al ser óxidos básicos activos, pueden reaccionar con ellos:

CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3

SO 2 + BaO = BaSO 3

Mientras que los óxidos CuO y Al 2 O 3, que no están relacionados con los óxidos básicos activos, no reaccionan con CO 2 y SO 2:

CO 2 + CuO ≠

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

Entonces 2 + CuO ≠

SO 2 + Al 2 O 3 ≠

Interacción de óxidos con ácidos.

Los óxidos básicos y anfóteros reaccionan con los ácidos. En este caso se forman sales y agua:

FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O

Los óxidos que no forman sales no reaccionan con los ácidos en absoluto y los óxidos ácidos no reaccionan con los ácidos en la mayoría de los casos.

¿Cuándo reacciona un óxido ácido con un ácido?

Al resolver la parte de opción múltiple del Examen Estatal Unificado, se debe asumir condicionalmente que los óxidos ácidos no reaccionan ni con óxidos ácidos ni con ácidos, excepto en los siguientes casos:

1) El dióxido de silicio, al ser un óxido ácido, reacciona con el ácido fluorhídrico y se disuelve en él. En particular, gracias a esta reacción, el vidrio se puede disolver en ácido fluorhídrico. En el caso de exceso de HF, la ecuación de reacción tiene la forma:

SiO2 + 6HF = H2 + 2H2O,

y en caso de deficiencia de HF:

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O

2) SO 2, al ser un óxido ácido, reacciona fácilmente con el ácido hidrosulfuro H 2 S como coproporción:

S +4 O 2 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2H 2 O

3) El óxido de fósforo (III) P 2 O 3 puede reaccionar con ácidos oxidantes, que incluyen ácido sulfúrico concentrado y ácido nítrico de cualquier concentración. En este caso, el estado de oxidación del fósforo aumenta de +3 a +5:

Interacción de óxidos con hidróxidos metálicos.

Los óxidos ácidos reaccionan con hidróxidos metálicos, tanto básicos como anfóteros. Esto produce una sal que consta de un catión metálico (del hidróxido metálico original) y un residuo ácido correspondiente al óxido ácido.

SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

Los óxidos ácidos, que corresponden a ácidos polibásicos, pueden formar sales tanto normales como ácidas con álcalis:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

CO2 + NaOH = NaHCO3

P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O

P2O5 + 4KOH = 2K2HPO4 + H2O

P 2 O 5 + 2KOH + H 2 O = 2KH 2 PO 4

Los óxidos "quisquillosos" CO 2 y SO 2, cuya actividad, como ya se mencionó, no es suficiente para su reacción con óxidos básicos y anfóteros de baja actividad, sin embargo, reaccionan con la mayoría de los hidróxidos metálicos correspondientes. Más precisamente, el dióxido de carbono y el dióxido de azufre reaccionan con hidróxidos insolubles en forma de suspensión en agua. En este caso, sólo lo básico oh sales naturales llamadas hidroxicarbonatos e hidroxosulfitos, y la formación de sales intermedias (normales) es imposible:

2Zn(OH)2 + CO2 = (ZnOH)2CO3 + H2O(en solución)

2Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O(en solución)

Sin embargo, el dióxido de carbono y el dióxido de azufre no reaccionan en absoluto con los hidróxidos metálicos en el estado de oxidación +3, por ejemplo, como Al(OH) 3, Cr(OH) 3, etc.

También cabe señalar que el dióxido de silicio (SiO 2) es particularmente inerte y se encuentra con mayor frecuencia en la naturaleza en forma de arena común. Este óxido es ácido, pero entre los hidróxidos metálicos es capaz de reaccionar solo con soluciones concentradas (50-60%) de álcalis, así como con álcalis puros (sólidos) durante la fusión. En este caso se forman silicatos:

2NaOH + SiO 2 = a=> Na 2 SiO 3 + H 2 O

Los óxidos anfóteros de los hidróxidos metálicos reaccionan solo con los álcalis (hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos). En este caso, cuando la reacción se realiza en soluciones acuosas, se forman sales complejas solubles:

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2- tetrahidroxozincato de sodio

BeO + 2NaOH + H2O = Na2- tetrahidroxoberilato de sodio

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na- tetrahidroxialuminato de sodio

Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3- hexahidroxocromato de sodio (III)

Y cuando estos mismos óxidos anfóteros se fusionan con álcalis, se obtienen sales constituidas por un catión de metal alcalino o alcalinotérreo y un anión del tipo MeO 2 x -, donde X= 2 en el caso del óxido anfótero tipo Me +2 O y X= 1 para un óxido anfótero de la forma Me 2 +2 O 3:

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

BeO + 2NaOH = a=> Na 2 BeO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = a=> 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr2O3 + 2NaOH = a=> 2NaCrO 2 + H 2 O

Fe2O3 + 2NaOH = a=> 2NaFeO 2 + H 2 O

Cabe señalar que las sales obtenidas fusionando óxidos anfóteros con álcalis sólidos se pueden obtener fácilmente a partir de soluciones de las correspondientes sales complejas mediante evaporación y posterior calcinación:

na 2 = a=> Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

na = a=> NaAlO 2 + 2H 2 O

Interacción de óxidos con sales medianas.

Muy a menudo, las sales medianas no reaccionan con los óxidos.

Sin embargo, debe conocer las siguientes excepciones a esta regla, que se encuentran a menudo en el examen.

Una de estas excepciones es que los óxidos anfóteros, así como el dióxido de silicio (SiO 2), cuando se fusionan con sulfitos y carbonatos, desplazan los gases de dióxido de azufre (SO 2) y dióxido de carbono (CO 2), respectivamente. Por ejemplo:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = a=> 2NaAlO 2 + CO 2

SiO 2 + K 2 SO 3 = a=> K 2 SiO 3 + SO 2

Además, las reacciones de óxidos con sales pueden incluir condicionalmente la interacción de dióxido de azufre y dióxido de carbono con soluciones acuosas o suspensiones de las sales correspondientes: sulfitos y carbonatos, lo que lleva a la formación de sales ácidas:

Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2NaHCO 3

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

Además, el dióxido de azufre, cuando pasa a través de soluciones acuosas o suspensiones de carbonatos, desplaza al dióxido de carbono debido al hecho de que el ácido sulfuroso es un ácido más fuerte y estable que el ácido carbónico:

K 2 CO 3 + ASI 2 = K 2 ASI 3 + CO 2

ORR que involucra óxidos

Reducción de óxidos metálicos y no metálicos.

Así como los metales pueden reaccionar con soluciones de sales de metales menos activos, desplazando a estos últimos a su forma libre, los óxidos metálicos cuando se calientan también pueden reaccionar con metales más activos.

Recordemos que la actividad de los metales se puede comparar utilizando la serie de actividad de los metales o, si uno o dos metales no están en la serie de actividad, por su posición entre sí en la tabla periódica: el más bajo y el más bajo. cuanto más se deja el metal, más activo es. También es útil recordar que cualquier metal de la familia AHM y ALP siempre será más activo que un metal que no sea representativo de ALM o ALP.

En particular, el método de aluminotermia, utilizado en la industria para obtener metales difíciles de reducir como el cromo y el vanadio, se basa en la interacción de un metal con el óxido de un metal menos activo:

Cr2O3 + 2Al = a=> Al 2 O 3 + 2Cr

Durante el proceso aluminotérmico se genera una enorme cantidad de calor y la temperatura de la mezcla de reacción puede alcanzar más de 2000 o C.

Además, los óxidos de casi todos los metales ubicados en la serie activa a la derecha del aluminio pueden reducirse a metales libres mediante hidrógeno (H 2), carbono (C) y monóxido de carbono (CO) cuando se calientan. Por ejemplo:

Fe2O3 + 3CO = a=> 2Fe + 3CO 2

CuO+C= a=>Cu+CO

FeO + H2 = a=> Fe + H2O

Cabe señalar que si el metal puede tener varios estados de oxidación, si falta el agente reductor utilizado, también es posible una reducción incompleta de los óxidos. Por ejemplo:

Fe2O3 + CO =t o=> 2FeO + CO 2

4CuO + C = a=> 2Cu 2 O + CO 2

Óxidos de metales activos (alcalinos, alcalinotérreos, magnesio y aluminio) con hidrógeno y monóxido de carbono. no reacciones.

Sin embargo, los óxidos de metales activos reaccionan con el carbono, pero de manera diferente que los óxidos de metales menos activos.

En el marco del programa de Examen Estatal Unificado, para no confundirse, se debe suponer que como resultado de la reacción de óxidos de metales activos (hasta Al inclusive) con carbono, se produce la formación de metal alcalino libre, álcali. metal, Mg y Al es imposible. En tales casos se forman carburo metálico y monóxido de carbono. Por ejemplo:

2Al 2 O 3 + 9C = a=> Al4C3 + 6CO

CaO + 3C = a=> CaC 2 + CO

Los metales a menudo pueden reducir los óxidos de los no metales para liberarlos. Por ejemplo, cuando se calientan, los óxidos de carbono y silicio reaccionan con metales alcalinos, alcalinotérreos y magnesio:

CO2 + 2Mg = a=> 2MgO + C

SiO2 + 2Mg = a=>Si + 2MgO

Con un exceso de magnesio, esta última interacción también puede conducir a la formación siliciuro de magnesio Mg2Si:

SiO2 + 4Mg = a=> Mg 2 Si + 2 MgO

Los óxidos de nitrógeno se pueden reducir con relativa facilidad incluso con metales menos activos, como el zinc o el cobre:

Zn + 2NO = a=> ZnO + N 2

NO 2 + 2Cu = a=> 2CuO + N 2

Interacción de óxidos con oxígeno.

Para poder responder a la pregunta de si algún óxido reacciona con el oxígeno (O 2) en las tareas del Examen Estatal Unificado real, primero debe recordar que los óxidos que pueden reaccionar con el oxígeno (de los que puede encontrar en el examen mismo) sólo pueden formar elementos químicos de la lista:

carbono C, silicio Si, fósforo P, azufre S, cobre Cu, manganeso Mn, hierro Fe, cromo Cr, nitrógeno N

Los óxidos de cualquier otro elemento químico que se encuentre en el Examen Estatal Unificado real reaccionan con el oxígeno. no (!).

Para una memorización más visual y conveniente de la lista de elementos enumerados anteriormente, en mi opinión, es conveniente la siguiente ilustración:

Todos los elementos químicos capaces de formar óxidos que reaccionan con el oxígeno (de los que se encuentran en el examen)

En primer lugar, entre los elementos enumerados, se debe considerar el nitrógeno N, porque la proporción de sus óxidos a oxígeno difiere notablemente de los óxidos de otros elementos de la lista anterior.

Cabe recordar claramente que el nitrógeno puede formar cinco óxidos en total, a saber:

De todos los óxidos de nitrógeno que pueden reaccionar con el oxígeno. solo NO. Esta reacción ocurre muy fácilmente cuando el NO se mezcla con oxígeno puro y aire. En este caso, se observa un rápido cambio de color del gas de incoloro (NO) a marrón (NO 2):

Para responder a la pregunta: ¿algún óxido de cualquier otro de los elementos químicos enumerados anteriormente reacciona con el oxígeno (es decir, CON,Si, PAG, S, Cu, Minnesota, fe, cr) — Primero que nada, debes recordarlos. básico estado de oxidación (CO). Aquí están :

A continuación, es necesario recordar el hecho de que de los posibles óxidos de los elementos químicos anteriores, solo aquellos que contengan el elemento en el estado de oxidación mínimo entre los indicados anteriormente reaccionarán con el oxígeno. En este caso, el estado de oxidación del elemento aumenta al valor positivo más cercano posible:

Óxidos Se denominan sustancias complejas cuyas moléculas incluyen átomos de oxígeno en estado de oxidación - 2 y algún otro elemento.

se puede obtener mediante la interacción directa del oxígeno con otro elemento, o indirectamente (por ejemplo, durante la descomposición de sales, bases, ácidos). En condiciones normales, los óxidos se presentan en estado sólido, líquido y gaseoso; este tipo de compuestos son muy comunes en la naturaleza. Los óxidos se encuentran en la corteza terrestre. El óxido, la arena, el agua y el dióxido de carbono son óxidos.

Pueden formar sal o no formar sal.

Óxidos formadores de sales- Son óxidos que forman sales como resultado de reacciones químicas. Se trata de óxidos de metales y no metales que, al interactuar con el agua, forman los ácidos correspondientes y, al interactuar con las bases, las correspondientes sales ácidas y normales. Por ejemplo, El óxido de cobre (CuO) es un óxido formador de sales, porque, por ejemplo, cuando reacciona con el ácido clorhídrico (HCl), se forma una sal:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Como resultado de reacciones químicas se pueden obtener otras sales:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Óxidos que no forman sales Son óxidos que no forman sales. Los ejemplos incluyen CO, N 2 O, NO.

Los óxidos formadores de sales, a su vez, son de 3 tipos: básicos (de la palabra « base » ), ácido y anfótero.

Óxidos básicos Se denominan óxidos metálicos a los que corresponden a hidróxidos pertenecientes a la clase de las bases. Los óxidos básicos incluyen, por ejemplo, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO, etc.

Propiedades químicas de los óxidos básicos.

1. Los óxidos básicos solubles en agua reaccionan con el agua para formar bases:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2. Reaccionar con óxidos ácidos, formando las sales correspondientes.

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Reaccionar con ácidos para formar sal y agua:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reaccionar con óxidos anfóteros:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Si la composición de los óxidos contiene un no metal o un metal que exhibe la valencia más alta (generalmente de IV a VII) como segundo elemento, entonces dichos óxidos serán ácidos. Los óxidos ácidos (anhídridos de ácido) son aquellos óxidos que corresponden a los hidróxidos pertenecientes a la clase de los ácidos. Estos son, por ejemplo, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7, etc. Los óxidos ácidos se disuelven en agua y álcalis, formando sal y agua.

Propiedades químicas de los óxidos ácidos.

1. Reaccionar con agua para formar un ácido:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Pero no todos los óxidos ácidos reaccionan directamente con el agua (SiO 2, etc.).

2. Reaccionar con óxidos de base para formar una sal:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Reaccionar con álcalis, formando sal y agua:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

Parte óxido anfótero Incluye un elemento que tiene propiedades anfóteras. La anfotericidad se refiere a la capacidad de los compuestos de exhibir propiedades ácidas y básicas según las condiciones. Por ejemplo, el óxido de zinc ZnO puede ser una base o un ácido (Zn(OH)2 y H2ZnO2). La anfotericidad se expresa en el hecho de que, dependiendo de las condiciones, los óxidos anfóteros presentan propiedades básicas o ácidas.

Propiedades químicas de los óxidos anfóteros.

1. Reaccionar con ácidos para formar sal y agua:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reaccionar con álcalis sólidos (durante la fusión), formando como resultado de la reacción sal: zincato de sodio y agua:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Cuando el óxido de zinc interactúa con una solución alcalina (el mismo NaOH), se produce otra reacción:

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

El número de coordinación es una característica que determina el número de partículas cercanas: átomos o iones en una molécula o cristal. Cada metal anfótero tiene su propio número de coordinación. Para Be y Zn es 4; Para y Al es 4 o 6; Para y Cr es 6 o (muy raramente) 4;

Los óxidos anfóteros suelen ser insolubles en agua y no reaccionan con ella.

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Los óxidos se dividen:

Nomenclatura de óxidos.

Actualmente se utiliza una nomenclatura internacional, según la cual cualquier óxido se denomina óxido, indicando en números romanos el estado de oxidación del elemento: óxido de azufre (IV) - ENTONCES 2, óxido de hierro (III) - fe 2 oh 3 , monóxido de carbono (II) CO etc.

Sin embargo, todavía quedan viejos. nombres de oxidos:

Preparación de óxidos formadores de sales.

Óxidos básicos- óxidos de metales típicos, sus correspondientes hidróxidos, que tienen propiedades de bases.

Óxidos ácidos- óxidos de no metales o metales de transición en estados de oxidación elevados.

Óxidos anfóteros.

Óxidos anfóteros Tienen una naturaleza dual: pueden interactuar con ácidos y bases (álcalis):

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

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

Óxidos anfóteros típicos : H 2 O, BeO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 y etc.

Propiedades de los óxidos.

Óxidos- Se trata de compuestos binarios de oxígeno, es decir, sustancias complejas que constan de dos elementos, uno de los cuales es el oxígeno.

mi 2 +norte en -2- fórmula general de óxidos, donde

n - estado de oxidación del elemento

2 - estado de oxidación del oxígeno

Los nombres de los óxidos se componen de la palabra “óxido” y el nombre del elemento que forma el óxido en caso genitivo (CaO - óxido de calcio).

Esquema de clasificación de óxidos.

Tabla de clasificación de óxidos con ejemplos.

Tabla de métodos para producir óxidos.

Casi todos los químicos Los elementos forman óxidos. Por el momento no se han obtenido óxidos de helio, neón y argón.

Tabla de propiedades químicas de los óxidos.

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Una fuente de información: Nasonova A.E. Química, currículo escolar en tablas y fórmulas, 1998.