Oksidi koji ne stvaraju soli (indiferentni, indiferentni) CO, SiO, N 2 0, NO.

Oksidi koji stvaraju soli:

Basic. Oksidi čiji su hidrati baze. Metalni oksidi sa oksidacionim stanjima +1 i +2 (rjeđe +3). Primeri: Na 2 O - natrijum oksid, CaO - kalcijum oksid, CuO - bakar (II) oksid, CoO - kobalt (II) oksid, Bi 2 O 3 - bizmut (III) oksid, Mn 2 O 3 - mangan (III) oksid).

Amfoterično. Oksidi čiji su hidrati amfoterni hidroksidi. Metalni oksidi sa oksidacionim stanjima +3 i +4 (rjeđe +2). Primeri: Al 2 O 3 - aluminijum oksid, Cr 2 O 3 - hrom (III) oksid, SnO 2 - kalaj (IV) oksid, MnO 2 - mangan (IV) oksid, ZnO - cink oksid, BeO - berilijum oksid.

Kisela. Oksidi čiji su hidrati kiseline koje sadrže kiseonik. Oksidi nemetala. Primjeri: P 2 O 3 - fosforov oksid (III), CO 2 - ugljični oksid (IV), N 2 O 5 - dušikov oksid (V), SO 3 - oksid sumpora (VI), Cl 2 O 7 - hlor oksid ( VII). Metalni oksidi sa oksidacionim stanjima +5, +6 i +7. Primjeri: Sb 2 O 5 - antimon (V) oksid. CrOz - hrom (VI) oksid, MnOz - mangan (VI) oksid, Mn 2 O 7 - mangan (VII) oksid.

Promjena prirode oksida s povećanjem oksidacijskog stanja metala

Fizička svojstva

Oksidi su čvrsti, tečni i gasoviti, različitih boja. Na primjer: bakar (II) oksid CuO je crn, kalcijum oksid CaO je bijel - čvrste tvari. Sumporov oksid (VI) SO 3 je bezbojna isparljiva tečnost, a ugljen monoksid (IV) CO 2 je bezbojni gas u normalnim uslovima.

Stanje agregacije

CaO, CuO, Li 2 O i drugi bazični oksidi; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 i drugi amfoterni oksidi; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 i drugi kiseli oksidi.

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

plinoviti:

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

Rastvorljivost u vodi

Rastvorljivo:

a) osnovni oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala;

b) gotovo svi kiseli oksidi (izuzetak: SiO 2).

Nerastvorljivo:

a) svi ostali osnovni oksidi;

b) svi amfoterni oksidi

Hemijska svojstva

1. Acid-bazna svojstva

Zajednička svojstva baznih, kiselih i amfoternih oksida su kiselo-bazne interakcije, koje su ilustrovane sljedećim dijagramom:

(samo za okside alkalnih i zemnoalkalnih metala) (osim SiO 2).

Amfoterni oksidi, koji imaju svojstva i bazičnih i kiselih oksida, stupaju u interakciju s jakim kiselinama i alkalijama:

2. Redox svojstva

Ako element ima promjenjivo oksidacijsko stanje (s.o.), onda njegovi oksidi s niskim s. O. mogu pokazati redukciona svojstva, a oksidi sa visokim c. O. - oksidativno.

Primjeri reakcija u kojima oksidi djeluju kao redukcijski agensi:

Oksidacija oksida sa niskim c. O. na okside sa visokim c. O. elementi.

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

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

2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2

Ugljik (II) monoksid reducira metale iz njihovih oksida i vodik iz vode.

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

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

Primjeri reakcija u kojima oksidi djeluju kao oksidanti:

Redukcija oksida sa visokim o. elemenata do oksida sa niskim c. O. ili na jednostavne supstance.

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

Upotreba oksida niskoaktivnih metala za oksidaciju organskih tvari.

Neki oksidi u kojima element ima intermedijer c. o., sposoban za disproporcionalnost;

Na primjer:

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

Metode dobijanja

1. Interakcija jednostavnih supstanci - metala i nemetala - sa kiseonikom:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Cu + O 2 = 2CuO;

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

2. Dehidracija nerastvorljivih baza, amfoternih hidroksida i nekih kiselina:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Razgradnja nekih soli:

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. Oksidacija složenih supstanci kiseonikom:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

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

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

5. Redukcija oksidirajućih kiselina metalima i nemetalima:

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

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

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

6. Interkonverzije oksida tokom redoks reakcija (vidi redoks svojstva oksida).

Sva hemijska jedinjenja koja postoje u prirodi dele se na organska i neorganska. Među potonjima razlikuju se sljedeće klase: oksidi, hidroksidi, soli. Hidroksidi se dijele na baze, kiseline i amfoterne. Među oksidima se mogu razlikovati kiseli, bazični i amfoterni. Supstance posljednje grupe mogu pokazati i kisela i bazična svojstva.

Hemijska svojstva kiselinskih oksida

Takve supstance imaju posebna hemijska svojstva. Kiseli oksidi mogu stupiti u kemijske reakcije samo s bazičnim hidroksidima i oksidima. Ova grupa kemijskih spojeva uključuje tvari kao što su ugljični dioksid, sumpor dioksid i trioksid, krom trioksid, mangan heptoksid, fosfor pentoksid, klor trioksid i pentoksid, dušikov tetra- i pentoksid i silicijum dioksid.

Takve tvari se nazivaju i anhidridi. Kisela svojstva oksida javljaju se prvenstveno tokom njihovih reakcija s vodom. U tom slučaju nastaje određena kiselina koja sadrži kisik. Na primjer, ako uzmete sumpor trioksid i vodu u jednakim količinama, dobićete sulfatnu (sumpornu) kiselinu. Fosforna kiselina se može sintetizirati na isti način dodavanjem vode fosfornom oksidu. Jednačina reakcije: P2O5 + 3H2O = 2H3PO4. Na potpuno isti način moguće je dobiti kiseline kao što su nitrat, silicijum itd. Takođe, kiseli oksidi ulaze u hemijsku interakciju sa bazičnim ili amfoternim hidroksidima. Tokom ove vrste reakcije nastaju sol i voda. Na primjer, ako uzmete sumpor trioksid i dodate mu kalcijum hidroksid, dobićete kalcijum sulfat i vodu. Ako dodamo cink hidroksid, dobijamo cink sulfat i vodu. Druga grupa tvari s kojima ova kemijska jedinjenja stupaju u interakciju su bazični i amfoterni oksidi. U reakciji s njima nastaje samo sol, bez vode. Na primjer, dodavanjem amfoternog aluminij oksida sumpor trioksidu nastaje aluminij sulfat. A ako pomiješate silicijum oksid sa osnovnim kalcijum oksidom, dobijate kalcijum silikat. Osim toga, kiseli oksidi reagiraju s bazičnim i normalnim solima. U reakciji s ovim potonjim nastaju kisele soli. Na primjer, ako ugljičnom dioksidu dodate kalcijum karbonat i vodu, možete dobiti kalcijum bikarbonat. Jednačina reakcije: CO 2 + CaCO 3 + H 2 O = Ca (HCO 3) 2. Kada kiseli oksidi reaguju sa bazičnim solima, nastaju normalne soli.

Supstance ove grupe ne stupaju u interakciju sa kiselinama ili drugim kiselim oksidima. Amfoterni oksidi mogu pokazivati ​​potpuno ista kemijska svojstva, samo što uz to djeluju i sa kiselim oksidima i hidroksidima, odnosno kombinuju i kisela i bazična svojstva.

Fizička svojstva i primjena kiselih oksida

Postoji dosta kiselih oksida s različitim fizičkim svojstvima, tako da se mogu koristiti u raznim industrijama.

Sumpor trioksid

Najčešće se ovaj spoj koristi u hemijskoj industriji. To je međuproizvod koji nastaje tokom proizvodnje sulfatne kiseline. Ovaj proces uključuje sagorijevanje željeznog pirita kako bi se dobio sumpor dioksid, koji se zatim podvrgava kemijskoj reakciji s kisikom kako bi se formirao trioksid. Zatim, sumporna kiselina se sintetizira iz trioksida dodavanjem vode. U normalnim uslovima, ova supstanca je bezbojna tečnost neprijatnog mirisa. Na temperaturama ispod šesnaest stepeni Celzijusa, sumpor trioksid se stvrdnjava, formirajući kristale.

Fosforov pentoksid

Kiseli oksidi takođe uključuju fosfor pentoksid. To je bijela supstanca nalik snijegu. Koristi se kao sredstvo za uklanjanje vode zbog činjenice da vrlo aktivno stupa u interakciju s vodom, formirajući fosfornu kiselinu (koristi se iu kemijskoj industriji za ekstrakciju).

Ugljen-dioksid

To je najčešći od kiselih oksida u prirodi. Sadržaj ovog gasa u Zemljinoj atmosferi je oko jedan posto. U normalnim uslovima, ova supstanca je gas koji nema ni boju ni miris. Ugljični dioksid ima široku primjenu u prehrambenoj industriji: za proizvodnju gaziranih pića, kao sredstvo za dizanje i kao konzervans (pod oznakom E290). Tečni ugljični dioksid se koristi za izradu aparata za gašenje požara. Ova tvar također igra ogromnu ulogu u prirodi - za fotosintezu, što rezultira stvaranjem kisika vitalnog za životinje. Biljke trebaju ugljen-dioksid. Ova supstanca se oslobađa tokom sagorevanja svih organskih hemijskih jedinjenja bez izuzetka.

Silica

U normalnim uslovima izgleda kao bezbojni kristali. U prirodi se može naći u obliku mnogih različitih minerala, kao što su kvarc, kristal, kalcedon, jaspis, topaz, ametist i morion. Ovaj kiseli oksid se aktivno koristi u proizvodnji keramike, stakla, abraziva, proizvoda od betona i optičkih kablova. Ova supstanca se također koristi u radiotehnici. U prehrambenoj industriji koristi se u obliku aditiva kodiranog pod imenom E551. Ovdje se koristi za održavanje originalnog oblika i konzistencije proizvoda. Ovaj aditiv za hranu može se naći, na primjer, u instant kafi. Osim toga, silicijum dioksid se koristi u proizvodnji zubnih pasta.

Mangan heptaoksid

Ova supstanca je smeđe-zelena masa. Koristi se uglavnom za sintezu manganove kiseline dodavanjem vode u oksid.

Dušikov pentoksid

To je čvrsta, bezbojna supstanca u obliku kristala. U većini slučajeva koristi se u kemijskoj industriji za proizvodnju dušične kiseline ili drugih dušikovih oksida.

Klor trioksid i tetroksid

Prvi je zeleno-žuti gas, drugi je tečnost iste boje. Koriste se uglavnom u hemijskoj industriji za proizvodnju odgovarajućih hlornih kiselina.

Priprema kiselih oksida

Supstance ove grupe mogu se dobiti zbog raspadanja kiselina pod uticajem visokih temperatura. U tom slučaju nastaju željena tvar i voda. Primjeri reakcija: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2; 2H 3 PO 4 = 3H 2 O + P 2 O 5. Mangan heptaoksid se može dobiti tretiranjem kalijum permanganata koncentriranom otopinom sulfatne kiseline. Kao rezultat ove reakcije nastaje željena tvar, kalijev sulfat i voda. Ugljični dioksid se može dobiti razgradnjom karboksilne kiseline, interakcijom karbonata i bikarbonata s kiselinama, te reakcijom sode bikarbone s limunskom kiselinom.

Zaključak

Da sumiramo sve gore napisano, možemo reći da se kiseli oksidi široko koriste u hemijskoj industriji. Samo nekoliko njih se također koristi u prehrambenoj i drugim industrijama.

Kiseli oksidi su velika grupa neorganskih hemijskih spojeva koji su od velikog značaja i mogu se koristiti za proizvodnju širokog spektra kiselina koje sadrže kiseonik. U ovu grupu spadaju i dvije važne tvari: ugljični dioksid i silicijum dioksid, od kojih prvi igra veliku ulogu u prirodi, a drugi je predstavljen u obliku mnogih minerala, koji se često koriste u izradi nakita.

Oksidi su složene supstance koje se sastoje od dva elementa, od kojih je jedan kiseonik. Oksidi mogu biti soli koji tvore i ne stvaraju soli: jedna vrsta oksida koji stvaraju soli su bazični oksidi. Po čemu se razlikuju od drugih vrsta i koja su njihova hemijska svojstva?

Oksidi koji tvore soli dijele se na bazične, kisele i amfoterne okside. Ako bazični oksidi odgovaraju bazama, onda kiseli oksidi odgovaraju kiselinama, a amfoterni oksidi odgovaraju amfoternim formacijama. Amfoterni oksidi su ona jedinjenja koja, u zavisnosti od uslova, mogu pokazati ili bazična ili kisela svojstva.

Rice. 1. Klasifikacija oksida.

Fizička svojstva oksida su vrlo raznolika. Mogu biti gasovi (CO 2), čvrste materije (Fe 2 O 3) ili tečne supstance (H 2 O).

Međutim, većina osnovnih oksida su čvrste tvari različitih boja.

oksidi u kojima elementi pokazuju najveću aktivnost nazivaju se viši oksidi. Redoslijed povećanja kiselinskih svojstava viših oksida odgovarajućih elemenata u periodima slijeva nadesno objašnjava se postepenim povećanjem pozitivnog naboja jona ovih elemenata.

Hemijska svojstva osnovnih oksida

Bazni oksidi su oksidi kojima odgovaraju baze. Na primjer, osnovni oksidi K 2 O, CaO odgovaraju bazama KOH, Ca(OH) 2.

Rice. 2. Osnovni oksidi i njihove odgovarajuće baze.

Bazne okside formiraju tipični metali, kao i metali promjenjive valencije u najnižem oksidacijskom stanju (na primjer, CaO, FeO), reagiraju s kiselinama i kiselim oksidima, formirajući soli:

CaO (bazni oksid) + CO 2 (kiseli oksid) = CaCO 3 (sol)

FeO (bazni oksid)+H 2 SO 4 (kiselina)=FeSO 4 (sol)+2H 2 O (voda)

Osnovni oksidi također reagiraju s amfoternim oksidima, što rezultira stvaranjem soli, na primjer:

Samo oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala reaguju sa vodom:

BaO (bazni oksid)+H 2 O (voda)=Ba(OH) 2 (baza zemnoalkalnog metala)

Mnogi osnovni oksidi imaju tendenciju da se redukuju u supstance koje se sastoje od atoma jednog hemijskog elementa:

3CuO+2NH 3 =3Cu+3H 2 O+N 2

Pri zagrijavanju se razlažu samo oksidi žive i plemenitih metala:

Rice. 3. Živin oksid.

Lista glavnih oksida:

Ime oksida	Hemijska formula	Svojstva
Kalcijum oksid	CaO	živo vapno, bijela kristalna supstanca
Magnezijum oksid	MgO	bela supstanca, slabo rastvorljiva u vodi
Barijum oksid	BaO	bezbojni kristali sa kubičnom rešetkom
Bakar oksid II	CuO	crna supstanca praktično nerastvorljiva u vodi
	HgO	crvena ili žuto-narandžasta čvrsta supstanca
Kalijum oksid	K2O	bezbojna ili blijedožuta supstanca
Natrijum oksid	Na2O	tvar koja se sastoji od bezbojnih kristala
Litijum oksid	Li2O	supstanca koja se sastoji od bezbojnih kristala koji imaju kubičnu strukturu rešetke

Oksidi nazivaju se složene supstance čije molekule uključuju atome kiseonika u oksidacionom stanju - 2 i neki drugi element.

može se dobiti direktnom interakcijom kiseonika sa drugim elementom, ili indirektno (na primer, tokom razgradnje soli, baza, kiselina). U normalnim uslovima, oksidi dolaze u čvrstom, tečnom i gasovitom stanju; Oksidi se nalaze u Zemljinoj kori. Rđa, pijesak, voda, ugljični dioksid su oksidi.

Oni ili stvaraju sol ili ne stvaraju sol.

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

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Kao rezultat hemijskih reakcija, mogu se dobiti i druge soli:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi koji ne stvaraju soli To su oksidi koji ne stvaraju soli. Primjeri uključuju CO, N 2 O, NO.

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

Osnovni oksidi To su oksidi metala 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. Reaguje sa kiselim oksidima, formirajući 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 sastav oksida kao drugi element sadrži 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 alkalijama, stvarajući sol i vodu.

Hemijska svojstva kiselinskih oksida

1. Reagirajte s vodom da nastane kiselina:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

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

2. Reagirajte s baziranim oksidima da nastane sol:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Reaguje sa alkalijama, formirajući so i vodu:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

Part amfoterni oksid uključuje element koji ima amfoterna svojstva. Amfoternost se odnosi na sposobnost jedinjenja da pokažu kisela i bazna svojstva u zavisnosti od uslova. Na primjer, cink oksid ZnO može biti ili baza ili 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. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reaguje sa čvrstim alkalijama (tokom fuzije), nastaju 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 obližnjih čestica: atoma ili jona 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 su obično netopivi u vodi i ne reagiraju s njom.

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

blog.site, pri kopiranju materijala u cijelosti ili djelimično, potrebna je veza do originalnog izvora.

Oksidi.

To su složene supstance koje se sastoje od DVA elementa, od kojih je jedan kiseonik. Na primjer:

CuO – bakar(II) oksid

AI 2 O 3 – aluminijum oksid

SO 3 – sumporov oksid (VI)

Oksidi se dijele (klasificiraju) u 4 grupe:

Na 2 O– Natrijum oksid

CaO – kalcijum oksid

Fe 2 O 3 – gvožđe (III) oksid

2). Kisela– Ovo su oksidi nemetali. A ponekad i metali ako je oksidacijsko stanje metala > 4. Na primjer:

CO 2 – Ugljen monoksid (IV)

P 2 O 5 – Fosfor (V) oksid

SO 3 – sumporov oksid (VI)

3). Amfoterično– To su oksidi koji imaju svojstva i bazičnih i kiselih oksida. Morate znati pet najčešćih amfoternih oksida:

BeO–berilijev oksid

ZnO–cink oksid

AI 2 O 3 – Aluminijum oksid

Cr 2 O 3 – Krom (III) oksid

Fe 2 O 3 – Gvožđe (III) oksid

4). Ne stvara soli (indiferentan)– To su oksidi koji ne pokazuju svojstva ni bazičnih ni kiselih oksida. Postoje tri oksida koje treba zapamtiti:

CO – ugljen monoksid (II) ugljen monoksid

NO – dušikov oksid (II)

N 2 O – azot oksid (I) gas za smejanje, azot oksid

Metode za proizvodnju oksida.

1). Sagorevanje, tj. interakcija s kisikom jednostavne tvari:

4Na + O 2 = 2Na 2 O

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

2). Sagorevanje, tj. interakcija s kisikom složene tvari (sastoji se od dva elementa) tako se formira dva oksida.

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

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

3). Raspadanje tri slabe kiseline. Drugi se ne raspadaju. U tom slučaju nastaju kiseli oksid i voda.

H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

H 2 SiO 3 = H 2 O + SiO 2

4). Raspadanje nerastvorljiv osnove. Nastaju osnovni oksid i voda.

Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

5). Raspadanje nerastvorljiv soli Nastaju bazični oksid i kiseli oksid.

CaCO 3 = CaO + CO 2

MgSO 3 = MgO + SO 2

Hemijska svojstva.

I. Osnovni oksidi.

alkali.

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

SuO + H 2 O = reakcija ne dolazi, jer moguća baza koja sadrži bakar - nerastvorljiva

2). Interakcija sa kiselinama, što rezultira stvaranjem soli i vode. (Bazni oksid i kiseline UVIJEK reagiraju)

K 2 O + 2HCI = 2KCl + H 2 O

CaO + 2HNO 3 = Ca(NO 3) 2 + H 2 O

3). Interakcija s kiselim oksidima, što rezultira stvaranjem soli.

Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3

3MgO + P 2 O 5 = Mg 3 (PO 4) 2

4). Interakcija sa vodonikom proizvodi metal i vodu.

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

II.Kiseli oksidi.

1). Trebalo bi doći do interakcije s vodom kiselina.(SamoSiO 2 ne stupa u interakciju sa vodom)

CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

2). Interakcija sa rastvorljivim bazama (alkalijama). Ovo proizvodi sol i vodu.

SO 3 + 2KOH = K 2 SO 4 + H 2 O

N 2 O 5 + 2KOH = 2KNO 3 + H 2 O

3). Interakcija sa bazičnim oksidima. U tom slučaju nastaje samo sol.

N 2 O 5 + K 2 O = 2KNO 3

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3

Osnovne vježbe.

1). Dopunite jednadžbu reakcije. Odredite njen tip.

K 2 O + P 2 O 5 =

Rješenje.

Da biste zapisali šta je nastalo kao rezultat, potrebno je utvrditi koje su supstance reagovale - ovde je to kalijum oksid (bazni) i fosforov oksid (kiseli) prema svojstvima - rezultat bi trebao biti SO (vidi svojstvo br. 3 ) a sol se sastoji od atoma metala (u našem slučaju kalija) i kiselog ostatka koji uključuje fosfor (tj. PO 4 -3 - fosfat) Stoga

3K 2 O + P 2 O 5 = 2K 3 RO 4

vrsta reakcije - spoj (budući da dvije supstance reaguju, a jedna se formira)

2). Izvršiti transformacije (lanac).

Ca → CaO → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO

Rješenje

Da biste dovršili ovu vježbu, morate zapamtiti da je svaka strelica jedna jednačina (jedna kemijska reakcija). Označimo svaku strelicu. Stoga je potrebno zapisati 4 jednačine. Supstanca napisana lijevo od strelice (početna tvar) reagira, a supstanca napisana desno nastaje kao rezultat reakcije (proizvod reakcije). Hajde da dešifrujemo prvi deo snimka:

Ca + …..→ CaO Napominjemo da prosta supstanca reaguje i nastaje oksid. Poznavajući metode za proizvodnju oksida (br. 1), dolazimo do zaključka da je u ovoj reakciji potrebno dodati -kiseonik (O 2)

2Ca + O 2 → 2CaO

Pređimo na transformaciju br. 2

CaO → Ca(OH) 2

CaO + ……→ Ca(OH) 2

Dolazimo do zaključka da je ovdje potrebno primijeniti svojstvo bazičnih oksida - interakciju sa vodom, jer samo u ovom slučaju iz oksida se formira baza.

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

Pređimo na transformaciju br. 3

Ca(OH) 2 → CaCO 3

Ca(OH) 2 + ….. = CaCO 3 + …….

Dolazimo do zaključka da je ovdje riječ o ugljičnom dioksidu CO 2 jer samo kada je u interakciji sa alkalijama formira sol (vidi svojstvo br. 2 kiselih oksida)

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

Pređimo na transformaciju br. 4

CaCO 3 → CaO

CaCO 3 = ….. CaO + ……

Dolazimo do zaključka da se ovdje stvara više CO 2, jer CaCO 3 je nerastvorljiva so i prilikom razgradnje takvih supstanci nastaju oksidi.

CaCO 3 = CaO + CO 2

3). S kojom od sljedećih supstanci CO 2 stupa u interakciju? Napišite jednačine reakcije.

A). Hlorovodonična kiselina B). Natrijum hidroksid B). Kalijum oksid d). Voda

D). Vodonik E). Sumpor(IV) oksid.

Utvrdili smo da je CO 2 kiseli oksid. A kiseli oksidi reaguju sa vodom, alkalijama i bazičnim oksidima... Dakle, sa date liste biramo odgovore B, C, D i sa njima zapisujemo jednadžbe reakcije:

1). CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

2). CO 2 + K 2 O = K 2 CO 3