Часть 2. Оксиды, получение и свойства.

Получение оксидов:

Способы получения.	Примеры.	Ограничения и примечания
1. Окисление простых веществ:	а) металлов: 2Ca + O2 à 2CaO б) неметаллов: 4P + 3O2 (нед)à 2P2O 3 4P + 5O2 (изб)à 2P2O5 (Из S – SO2, из Fe – Fe2O3 и Fe3O4, из N2 – NO)	С кислородом не реагируют галогены, инертные газы, Au, Pt. Азот реагирует в жестких условиях (2000°C).
2. Окисление сложных веществ:	а) водородных соединений: 2Н2S + 3O 2 à 2H2O + 2SO 2 б) сульфидов, карбидов, фосфидов (бинарных соединений): 2ZnS + 3O2 à2ZnO + 2SO2	Каждый элемент сложного вещества окисляется в соответствии со своими свойствами.
3. Разложение гидроксидов и солей:	а) гидроксидов (оснований и кислот):2Al(OH)3→ t Al2O3 + 3H2O H2SiO3 → t SiO2 + H2O б) карбонатов: СаСО3→ t CaO+CO2	Гидроксиды и карбонаты щелочных металлов (Na,K, Rb,Cs) не разлагаются.
4. Окисление кислородом или озоном	а) кислородом: 2СО + О2 à 2СО2 б) озоном: NO + O3 à NO2 + O2	Возможна, если элемент имеет несколько оксидов (сера, фосфор, углерод, азот, железо).

СВОЙСТВА ОКСИДОВ.

Основные оксиды – оксиды, которым соответствуют основания. Это оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2, кроме амфотерных (ZnO, BeO, SnO, PbO)

Свойства основных оксидов.

Свойства	Примеры реакций	Ограничения и примечания
1) Реакция с растворами кислот	Li2O + 2HCl= 2LiCl+ H2O NiO + H2SO4 = NiSO4 + H2O	Кислота должна существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)
2) Реакция с водой	Li2O + H2O = 2LiOH BaO + H2O = Ba(OH)2 (только 8 оксидов: IA группа, СаО, SrO, ВаО)	Оксид реагирует с водой, только если в результате образуется растворимый гидроксид (щелочь).
3) Реакция с кислотными и амфотерными оксидами	BaO + CO2 = BaCO3, FeO + SO3 = FeSO4, CuO + N2O5 = Cu(NO3) 2 СаО + SO2 = CaSO3	Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.
4) Восстановление оксида до металла или до низшего оксида:	MnO + C = Mn + CO (при нагревании), FeO + H2 = Fe + H2O (при нагревании). Fe2O3 + CO = FeO + CO2	В качестве восстановителей используют: СО, С, водород, алюминий, магний. С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.
5) Окисление кислородом.	4FeO + O2 = 2Fe2O3	Если металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.

 

Кислотные оксиды – оксиды, которым соответствуют кислоты.

Кислотные оксиды при комнатной температуре бывают:

*газы (например: СО₂, SO₂, NO, SeO₂) *жидкости (например, SO₃, Mn₂O₇) *твердые вещества (например: B₂O₃, SiO₂, N₂O₅, P₂O₃, P₂O₅, I₂O₅, CrO₃).

 

Свойства кислотных оксидов.

Свойства	Примеры реакций	Примечания
1) Реакция с основа-ниями	CO2 + Ca(OH) 2 = CaCO3 + H2O SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O (при нагревании), SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O, N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O.	Реакция возможна со щелочами. Наиболее активные кислотные оксиды (SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2) Реакция с амфотер-ными и основными оксидами	CO2 + CaO = CaCO3 P2O5 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2 (при нагревании) N2O5 + ZnO = Zn(NO3)2	Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать сильному гидроксиду.
3) Реакция с водой. Образуют-ся КИСЛОТЫ.	N2O3 + H2O = 2HNO2 SO2 + H2O = H2SO3 N2O5 + H2O = 2HNO3 SO3 + H2O = H2SO4	Оксид реагирует с водой, если в результате образуется растворимый гидроксид. Не реагирует с водой SiO2.
4) Реакции с солями летучих кислот.	SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2­ (при нагревании)	Твёрдые, нелетучие оксиды (SiO2,P2O5) вытесняют из солей летучие.
5) Окисле-ние.	2SO2 + O2 ⇆ 2SO3	Низшие оксиды окисляются до высших.

 

Амфотерные оксиды – оксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами.

Вещества, образуемые катионами амфотерных металлов в щелочной среде:

Степень окисления	В растворе	В расплаве
+2 (Zn, Be, Sn)	Na 2[Zn (OH) 4] тетрагидроксоцинкат натрия	Na2ZnO2 цинкат натрия
+3 (Al, Cr, Fe*)	Na[Al(OH)4] тетрагидроксоалюминат натрия Na3[Al(OH)6] гексагидроксоалюминат натрия	NaAlO2 метаалюминат натрия и Na3AlO3 ортоалюминат натрия
*) железо не образует устойчивых гидроксокомплексов, амфотерно только в расплаве, образуя NaFeO2

СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ.

Cвойства	Примеры реакций	Примечания
1) Реагируют с кислотами, так же, как основные оксиды – образуются соли.	ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 +3H2O	Только с сильными кислотами
2) Взаимодействуют с растворами щелочей – образуются растворы гидроксокомплексов.	Al2O3 + 2KOH +3H2O = 2K[Al(OH)4] или K3[Al(OH)6] ZnO +2NaOH +H2O=Na2[Zn(OH)4]
3) Реагируют с расплавами щелочей– образуя соли, при этом проявляют свойства кислотных оксидов.	Al2O3 + 2KOH → t 2KAlO2 + H2O­ (или K3AlO3) ZnO + 2KOH → t K2ZnO2 + H2O­
4) При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.	Al2O3 + Na2CO3 → t 2NaAlO2+CO2­ (или Na3AlO3) ZnO + Na2CO3 → t Na2ZnO2+ CO2­

Часть 3. Основания.

Основания – сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы или при взаимодействии с водой образующие эти ионы в качестве анионов.

Щелочи – растворимые основания, в водном растворе создают щелочную среду засчёт иона ОН^-, который образуется при их ДИССОЦИАЦИИ: KOH à K⁺ + OH^-

Нерастворимые основания в водном растворе щелочную среду не создают!

 

Получение оснований:

Способ получения	Примеры реакций	Примечания
1) Реакция активных металлов с водой (только если образуется растворимый гидроксид!)	2Na + 2H2O = 2NaOH + H2	С водой реагируют металлы IA подгруппы, Са, Sr, Ba
2) Взаимодействие основных оксидов с водой (только если образуется растворимый гидроксид!)	ВаО + Н2О = Ва(ОН)2	С водой реагируют оксиды металлов IA подгруппы, Са, Sr, Ba.
3) Электролиз растворов хлоридов и бромидов щелочных металлов.	2KCl + 2H2O Cl2+ H2 + 2KOH
4) Обменные реакции в растворе.	Ba(OH)2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓+ 2NaOH	Исходные вещества должны быть растворимы!В продуктах должен быть осадок!
5) Взаимодействие солей тяжелых металлов со щелочами.	СuCl2 + 2KOH = Сu(OH)2¯ + 2KCl	Получение нерастворимых гидроксидов.

СВОЙСТВА ОСНОВАНИЙ:

Свойства щелочей – растворимых оснований.

1) Взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации	NaOH + HNO2 = NaNO2 + H2O
2) С кислотными оксидами. В зависимости от соотношения щелочи и оксида получаются средние и кислые соли	SiO2(тв.)+ 2NaOH → t Na2SiO3 + +H2O 2NaOH (избыток) + CO2 = Na2CO3 + H2O NaOH+ CO2(избыток) = NaНCO3
3)Реакция с растворами средних солей.	2NaOH + FeSO4 = Fe(OH)2↓+ Na2SO4 2KOH + (NH4)2SO4 = K2SO4 + 2NH3­+ 2H2O Исходные вещества должны быть растворимы, в продуктах - газ или осадок.
3*) Соль амфотерного металла со щелочью.	AlCl3 + 3KOH(недостаток) = Al(OH)3↓ + 3KCl AlCl3 + 4KOH(избыток) = 3KCl + K[Al(OH)4] В зависимости от количества щелочи может образовывать гидроксид или гидроксокомплекс.
4) Реакция с кислыми солями – образуется средняя соль или менее кислая.	NaOH + NaHCO3 = H2O + Na2CO3 КОН + КН2РО4 = К2НРО4
5) Реакция с амфотерными оксидами и гидроксидами.	2NaOH + Cr2O3 → t 2NaCrO2 + H2O (сплавление) Раствор: 2KOH + ZnO +H2O=K2[Zn(OH)4] 2NaOH +Zn(OH)2=Na2[Zn(OH)4] 3KOH + Cr(OH)3 = K3[Cr(OH)6]
6) Реакция с амфотерными металлами	2NaOH + Zn +2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2 (кроме Fe и Cr)
7) Взаимодействие с неметаллами (кроме N2, C, O2, инертных газов):	2F2 + 4NaOH = O2 + 4NaF + 2H2O Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2 3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O–реакция диспропорционирования (S,P,Cl2,Br2,I2).
8) Щелочи (кроме LiOH) при нагревании не разлагаются.	2LiOH –(t)à Li2O + H2O

Свойства нерастворимых оснований.

1) Взаимодействие с сильными кислотами – реакция нейтрализации.	Fe(OH) 2+2HCl =FeCl2 + 2H2O
2) Реакция с кислотными оксидами (только очень сильных кислот – SO3,N2O5, Cl2O7)	Cu(OH)2 + N2O5 → t Cu(NO3)2
3) Разложение при нагревании.	Сu(OH)2 → t CuO + H2O AgOH распадается сразу в момент получения.
4) Окисление низших неустойчивых оснований кислородом.	4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3 2Mn(OH)2 + O2 = 2MnO2 + 2H2O

Часть 4. Амфотерные гидроксиды

– это гидроксиды, которые могут в зависимости от условий проявлять как кислотные, так и основные свойства (двойственный характер).

+2: Be(OH)₂, Zn(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂

+3: Al(OH)₃, Cr(OH)₃, [Fe(OH)₃–слабо амфотерный, не образует гидроксокомплексов, реагирует со щелочами только в сплаве!]

Получение амфотерных гидроксидов.

1) Реакции растворов солей со щелочью в недостатке: ZnCl2 + NaOH (недостаток) = Zn(OH)2↓ + 2NaCl

2) Реакции взаимного гидролиза солей Al^+3,Cr^+3, Fe^+3 и солей летучих кислот: 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Al(OH)3↓+3CO2+ 6NaCl (SO3^2-,S^2-)

3) Выделение из гидроксокомплекса под действием слабых кислот или их оксидов: K3[Cr(OH)6] + 3CO2 à Cr(OH)3 + 3KHCO3 (Al^3+) (H2S, SO2)