Cu ce ​​reacționează oxizii acizi? oxizi

Știința chimică modernă este o mare varietate de ramuri și fiecare dintre ele, pe lângă baza teoretică, are o mare importanță aplicată și practică. Orice ați atinge, totul în jur sunt produse ale producției chimice. Secțiunile principale sunt chimia anorganică și chimia organică. Luați în considerare ce clase principale de substanțe sunt clasificate ca anorganice și ce proprietăți au acestea.

Principalele categorii de compuși anorganici

Acestea includ următoarele:

1. Oxizi.
2. Sare.
3. Fundamente.
4. Acizi.

Fiecare dintre clase este reprezentată de o mare varietate de compuși anorganici și este importantă în aproape orice structură a activității economice și industriale umane. Toate proprietățile principale caracteristice acestor compuși, fiind în natură și obținându-se sunt studiate la cursul școlar de chimie fără greșeală, în clasele 8-11.

Exista un tabel general de oxizi, saruri, baze, acizi, care prezinta exemple ale fiecaruia dintre substante si starea lor de agregare, fiind in natura. De asemenea, arată interacțiuni care descriu proprietăți chimice. Cu toate acestea, vom lua în considerare fiecare dintre clase separat și mai detaliat.

Grup de compuși - oxizi

4. Reacții, în urma cărora elementele modifică CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Apă reactivă: formare de acid (excepție SiO 2)

KO + apă = acid

2. Reacții cu baze:

CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reacţii cu oxizi bazici: formarea sărurilor

P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. Reacții OVR:

CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,

Prezintă proprietăți duale, interacționează după principiul metodei acido-bazice (cu acizi, alcalii, oxizi bazici, oxizi acizi). Nu interacționează cu apa.

1. Cu acizi: formare de săruri și apă

AO + acid \u003d sare + H2O

2. Cu baze (alcaline): formarea de complexe hidroxo

Al 2 O 3 + LiOH + apă \u003d Li

3. Reacții cu oxizi acizi: prepararea sărurilor

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reacții cu RO: formare de săruri, fuziune

MnO + Rb 2 O = sare dublă Rb 2 MnO 2

5. Reacții de fuziune cu alcalii și carbonați de metale alcaline: formarea sărurilor

Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O

Fiecare oxid superior, format atât dintr-un metal, cât și dintr-un nemetal, atunci când este dizolvat în apă, dă un acid sau alcali puternic.

Acizi organici si anorganici

În termeni clasici (pe baza pozițiilor ED - disociere electrolitică - acizii sunt compuși care se disociază în cationi H + și An - anioni reziduali de acid într-un mediu apos. Cu toate acestea, astăzi acizii au fost studiati cu atenție în condiții anhidre, așa că există multe diferite teorii pentru hidroxizi.

Formulele empirice ale oxizilor, bazelor, acizilor, sărurilor sunt alcătuite numai din simboluri, elemente și indici care indică cantitatea lor într-o substanță. De exemplu, acizii anorganici sunt exprimați prin formula H + rest acid n-. Substanțele organice au o hartă teoretică diferită. În plus față de cea empirică, este posibil să scrieți o formulă structurală completă și prescurtată pentru ele, care va reflecta nu numai compoziția și cantitatea moleculei, ci și aranjarea atomilor, relația lor între ei și principalul grupa functionala pentru acizi carboxilici -COOH.

În cele anorganice, toți acizii sunt împărțiți în două grupe:

• anoxic - HBr, HCN, HCL și altele;
• conţinând oxigen (oxoacizi) - HClO 3 şi tot ceea ce este oxigen.

De asemenea, acizii anorganici sunt clasificați în funcție de stabilitate (stabili sau stabili - totul în afară de carbonic și sulfuros, instabil sau instabil - carbonic și sulfuros). După putere, acizii pot fi puternici: sulfuric, clorhidric, nitric, percloric și alții, precum și slabi: hidrogen sulfurat, hipocloroși și altele.

Chimia organică nu oferă deloc o asemenea diversitate. Acizii care sunt de natură organică sunt acizii carboxilici. Caracteristica lor comună este prezența unei grupe funcționale -COOH. De exemplu, HCOOH (antic), CH 3 COOH (acetic), C 17 H 35 COOH (stearic) și altele.

Există o serie de acizi, care sunt subliniați cu atenție atunci când luăm în considerare acest subiect într-un curs de chimie școlar.

1. Sare.
2. Azot.
3. Ortofosforic.
4. Bromhidric.
5. Cărbune.
6. Iod.
7. Sulfuric.
8. Acetic sau etan.
9. Butan sau ulei.
10. Benzoic.

Acești 10 acizi din chimie sunt substanțele fundamentale ale clasei corespunzătoare atât la cursul școlar, cât și în general în industrie și sinteză.

Proprietățile acizilor anorganici

Principalele proprietăți fizice ar trebui atribuite în primul rând unei stări diferite de agregare. La urma urmei, există o serie de acizi care au formă de cristale sau pulberi (boric, ortofosforic) în condiții normale. Marea majoritate a acizilor anorganici cunoscuți sunt lichide diferite. Punctele de fierbere și de topire variază, de asemenea.

Acizii pot provoca arsuri grave, deoarece au puterea de a distruge tesuturile organice si pielea. Indicatorii sunt utilizați pentru a detecta acizi:

• metil portocală (în mediu normal - portocaliu, în acizi - roșu),
• turnesol (în neutru - violet, în acizi - roșu) sau altele.

Cele mai importante proprietăți chimice includ capacitatea de a interacționa atât cu substanțe simple, cât și cu cele complexe.

Când interacționează cu metalele, nu toți acizii reacționează în același mod. Chimia (clasa 9) la școală implică un studiu foarte superficial al unor astfel de reacții, cu toate acestea, chiar și la acest nivel, proprietățile specifice ale acidului azotic și sulfuric concentrat sunt luate în considerare atunci când interacționează cu metalele.

Hidroxizi: baze alcaline, baze amfotere și insolubile

Oxizi, săruri, baze, acizi - toate aceste clase de substanțe au o natură chimică comună, care se explică prin structura rețelei cristaline, precum și prin influența reciprocă a atomilor în compoziția moleculelor. Cu toate acestea, dacă pentru oxizi a fost posibil să se dea o definiție foarte specifică, atunci pentru acizi și baze este mai dificil să se facă acest lucru.

La fel ca acizii, conform teoriei ED, bazele sunt substanțe care se pot descompune într-o soluție apoasă în cationi metalici Me n + și anioni ai grupărilor hidroxo OH - .

• Solubile sau alcaline (baze tari care se modifică Formate din metale din grupele I, II. Exemplu: KOH, NaOH, LiOH (adică sunt luate în considerare doar elementele principalelor subgrupe);
• Puțin solubil sau insolubil (tărie medie, nu schimbați culoarea indicatorilor). Exemplu: hidroxid de magneziu, fier (II), (III) și altele.
• Moleculare (baze slabe, în mediu apos se disociază reversibil în ioni-molecule). Exemplu: N2H4, amine, amoniac.
• Hidroxizi amfoteri (prezintă proprietăți duble bazic-acide). Exemplu: beriliu, zinc și așa mai departe.

Fiecare grupă reprezentată este studiată în cadrul cursului școlar de chimie la secțiunea „Fundații”. Clasele de chimie 8-9 implică un studiu detaliat al alcalinelor și compușilor puțin solubili.

Principalele proprietăți caracteristice ale bazelor

Toate alcalinele și compușii puțin solubili se găsesc în natură în stare solidă cristalină. În același timp, punctele lor de topire sunt, de regulă, scăzute, iar hidroxizii slab solubili se descompun atunci când sunt încălziți. Culoarea de bază este diferită. Dacă alcaliile sunt albe, atunci cristalele de baze moleculare puțin solubile pot fi de culori foarte diferite. Solubilitatea majorității compușilor din această clasă poate fi vizualizată în tabel, care prezintă formulele de oxizi, baze, acizi, săruri, arată solubilitatea acestora.

Alcalii sunt capabili să schimbe culoarea indicatorilor după cum urmează: fenolftaleină - zmeură, metil portocaliu - galben. Acest lucru este asigurat de prezența liberă a grupărilor hidroxo în soluție. De aceea bazele puțin solubile nu dau o astfel de reacție.

Proprietățile chimice ale fiecărui grup de baze sunt diferite.

Acestea sunt cele mai chimice proprietăți pe care le prezintă bazele. Chimia bazelor este destul de simplă și respectă legile generale ale tuturor compușilor anorganici.

Clasa de săruri anorganice. Clasificare, proprietăți fizice

Pe baza prevederilor ED, sărurile pot fi numite compuși anorganici care se disociază într-o soluție apoasă în cationi metalici Me + n și anioni ai reziduurilor acide An n-. Așa că vă puteți imagina sare. Chimia oferă mai mult de o definiție, dar aceasta este cea mai precisă.

În același timp, în funcție de natura lor chimică, toate sărurile sunt împărțite în:

• Acid (care conține un cation de hidrogen). Exemplu: NaHSO4.
• Bazic (avand o grupa hidroxo). Exemplu: MgOHNO3, FeOHCL2.
• Mediu (constă numai dintr-un cation metalic și un reziduu acid). Exemplu: NaCL, CaSO4.
• Dublu (include doi cationi metalici diferiți). Exemplu: NaAl(SO4)3.
• Complex (hidroxocomplexe, acvacomplexe și altele). Exemplu: K 2 .

Formulele sărurilor reflectă natura lor chimică și vorbesc, de asemenea, despre compoziția calitativă și cantitativă a moleculei.

Oxizii, sărurile, bazele, acizii au solubilitate diferită, care poate fi văzută în tabelul corespunzător.

Dacă vorbim despre starea de agregare a sărurilor, atunci trebuie să observați uniformitatea acestora. Ele există numai în stare solidă, cristalină sau pulbere. Schema de culori este destul de variată. Soluțiile de săruri complexe, de regulă, au culori saturate strălucitoare.

Interacțiuni chimice pentru clasa sărurilor medii

Au proprietăți chimice similare ale bazelor, acizilor, sărurilor. Oxizii, așa cum am considerat deja, diferă oarecum de ei în acest factor.

În total, se pot distinge 4 tipuri principale de interacțiuni pentru sărurile medii.

I. Interacțiunea cu acizii (numai puternici în ceea ce privește DE) cu formarea unei alte săruri și a unui acid slab:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reacții cu hidroxizi solubili cu aspect de săruri și baze insolubile:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sare solubilă + Cu(OH) 2 bază insolubilă

III. Interacțiunea cu o altă sare solubilă pentru a forma o sare insolubilă și una solubilă:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reacții cu metale în stânga celui care formează sarea în EHRNM. În acest caz, metalul care intră în reacție nu ar trebui, în condiții normale, să interacționeze cu apa:

Mg + 2AgCL = MgCl2 + 2Ag

Acestea sunt principalele tipuri de interacțiuni care sunt caracteristice sărurilor medii. Formulele de săruri complexe, bazice, duble și acide vorbesc de la sine despre specificul proprietăților chimice manifestate.

Formulele de oxizi, baze, acizi, săruri reflectă esența chimică a tuturor reprezentanților acestor clase de compuși anorganici și, în plus, oferă o idee despre numele substanței și proprietățile sale fizice. Prin urmare, o atenție deosebită trebuie acordată scrisului lor. O mare varietate de compuși ne oferă o știință în general uimitoare - chimia. Oxizi, baze, acizi, săruri - aceasta este doar o parte din marea varietate.

DEFINIȚIE

oxizi- o clasă de compuși anorganici, sunt compuși ai unui element chimic cu oxigen, în care oxigenul prezintă o stare de oxidare de „-2”.

O excepție este difluorura de oxigen (OF 2), deoarece electronegativitatea fluorului este mai mare decât cea a oxigenului, iar fluorul prezintă întotdeauna o stare de oxidare de „-1”.

Oxizii, în funcție de proprietățile lor chimice, sunt împărțiți în două clase - oxizi care formează sare și oxizi care nu formează sare. Oxizii care formează sare au o clasificare internă. Dintre aceștia se disting oxizii acizi, bazici și amfoteri.

Proprietățile chimice ale oxizilor care nu formează sare

Oxizii care nu formează sare nu prezintă nici proprietăți acide, nici bazice, nici amfotere și nu formează săruri. Oxizii care nu formează sare includ oxizi de azot (I) și (II) (N 2 O, NO), monoxid de carbon (II) (CO), oxid de siliciu (II) SiO etc.

În ciuda faptului că oxizii care nu formează sare nu sunt capabili să formeze săruri, atunci când monoxidul de carbon (II) interacționează cu hidroxidul de sodiu, se formează o sare organică - formiat de sodiu (sare de acid formic):

CO + NaOH = HCOONa.

Când oxizii care nu formează sare interacționează cu oxigenul, se obțin oxizi mai mari de elemente:

2CO + O 2 \u003d 2CO 2;

2NO + O 2 \u003d 2NO 2.

Proprietățile chimice ale oxizilor care formează sare

Dintre oxizii care formează sare, se disting oxizii bazici, acizi și amfoteri, primul dintre care, atunci când interacționează cu apa, formează baze (hidroxizi), al doilea formează acizi, iar al treilea prezintă proprietățile atât ale oxizilor acizi, cât și ale oxizilor bazici.

Oxizii bazici reacționează cu apa pentru a forma baze:

CaO + 2H2O \u003d Ca (OH)2 + H2;

Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH.

Când oxizii bazici interacționează cu oxizii acizi sau amfoteri, se obțin săruri:

CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3;

CaO + Mn 2 O 7 \u003d Ca (MnO 4) 2;

CaO + Al 2 O 3 \u003d Ca (AlO 2) 2.

Oxizii bazici reacţionează cu acizii formând săruri şi apă:

CaO + H2SO4 \u003d CaSO4 + H2O;

CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O.

Când oxizii bazici formați de metale din seria de activitate după aluminiu interacționează cu hidrogenul, metalele incluse în oxid sunt reduse:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O.

Oxizii acizi reacționează cu apa pentru a forma acizi:

P205 + H20 = HP03 (acid metafosforic);

HP03 + H20 = H3P04 (acid ortofosforic);

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.

Unii oxizi acizi, precum oxidul de siliciu (IV) (SiO 2 ), nu reacţionează cu apa, prin urmare, acizii corespunzători acestor oxizi se obţin indirect.

Când oxizii acizi reacţionează cu oxizii bazici sau amfoteri, se obţin săruri:

P 2 O 5 + 3CaO \u003d Ca 3 (PO 4) 2;

CO 2 + CaO \u003d CaCO 3;

P 2 O 5 + Al 2 O 3 \u003d 2AlPO 4.

Oxizii acizi reacţionează cu bazele pentru a forma săruri şi apă:

P2O5 + 6NaOH \u003d 3Na3PO4 + 3H2O;

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.

Oxizi amfoteri interacționează cu oxizii acizi și bazici (vezi mai sus), precum și cu acizii și bazele:

Al203 + 6HCI = 2AlCI3 + 3H20;

Al2O3 + NaOH + 3H2O \u003d 2Na;

ZnO + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2O;

ZnO + 2KOH + H 2 O \u003d K 2 4

ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2.

Proprietățile fizice ale oxizilor

Majoritatea oxizilor sunt solide la temperatura camerei (CuO este o pulbere neagră, CaO este un solid cristalin alb, Cr 2 O 3 este o pulbere verde etc.). Unii oxizi sunt lichidi (apa - oxid de hidrogen - lichid incolor, Cl 2 O 7 - lichid incolor) sau gaze (CO 2 - gaz incolor, NO 2 - gaz maro). Structura oxizilor este, de asemenea, diferită, cel mai adesea moleculară sau ionică.

Obținerea oxizilor

Aproape toți oxizii pot fi obținuți prin reacția interacțiunii unui anumit element cu oxigenul, de exemplu:

2Cu + O 2 \u003d 2CuO.

Descompunerea termică a sărurilor, bazelor și acizilor duce, de asemenea, la formarea de oxizi:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2;

2Al(OH)3 \u003d Al2O3 + 3H2O;

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O.

Alte metode de obținere a oxizilor includ prăjirea compușilor binari, de exemplu, sulfuri, oxidarea oxizilor superiori la oxizi inferiori, reducerea oxizilor inferiori la oxizi superiori, interacțiunea metalelor cu apa la temperaturi ridicate etc.

Exemple de rezolvare a problemelor

EXEMPLUL 1

oxizi- sunt compuși anorganici complecși formați din două elemente, dintre care unul este oxigenul (în starea de oxidare -2).

De exemplu, Na2O, B2O3, CI2O7 sunt oxizi. Toate aceste substanțe conțin oxigen și încă un element. Substanțele Na 2 O 2 , H 2 SO 4 , HCl nu aparțin oxizilor: în primul, starea de oxidare a oxigenului este -1, în al doilea nu sunt două, ci trei elemente, iar al treilea nu conține oxigen. deloc.

Dacă nu înțelegeți sensul termenului „stare de oxidare”, este în regulă. În primul rând, puteți consulta articolul relevant de pe acest site. În al doilea rând, chiar și fără a înțelege acest termen, puteți continua să citiți. Puteți uita temporar de mențiunea gradului de oxidare.

S-au obținut oxizi din aproape toate elementele cunoscute în prezent, cu excepția unor gaze nobile și a elementelor transuraniu „exotice”. Mai mult, multe elemente formează mai mulți oxizi (pentru azot, de exemplu, se cunosc șase).

Nomenclatura oxizilor

Exemplul 1. Numiți următorii compuși: Li 2 O, Al 2 O 3, N 2 O 5, N 2 O 3.

Li 2 O - oxid de litiu,
Al 2 O 3 - oxid de aluminiu,
N 2 O 5 - oxid nitric (V),
N 2 O 3 - oxid nitric (III).

Atenție la un punct important: dacă valența unui element este constantă, NU o menționăm în numele oxidului. Dacă valența se schimbă, asigurați-vă că o indicați între paranteze! Litiul și aluminiul au o valență constantă, în timp ce azotul are o valență variabilă; din acest motiv denumirile de oxizi de azot sunt completate cu cifre romane, simbolizând valența.

Exercitiul 1. Numiți oxizii: Na 2 O, P 2 O 3, BaO, V 2 O 5, Fe 2 O 3, GeO 2, Rb 2 O. Nu uitați că există elemente atât cu valență constantă, cât și cu valență variabilă.

Un alt punct important: este mai corect să numim substanța F 2 O nu „oxid de fluor”, ci „fluorura de oxigen”!

Proprietățile fizice ale oxizilor

Proprietățile fizice sunt foarte diverse. Acest lucru se datorează, în special, faptului că în oxizi pot apărea diferite tipuri de legături chimice. Punctele de topire și de fierbere variază foarte mult. În condiții normale, oxizii pot fi în stare solidă (CaO, Fe 2 O 3, SiO 2, B 2 O 3), în stare lichidă (N 2 O 3, H 2 O), sub formă de gaze (N 2 O , SO2, NU, CO).

Culoarea este variată: MgO și Na 2 O sunt albe, CuO este negru, N 2 O 3 este albastru, CrO 3 este roșu etc.

Oxidul se topește cu o legătură de tip ionic conduc bine electricitatea, oxizii covalenti, de regulă, au o conductivitate electrică scăzută.

Clasificarea oxizilor

Toți oxizii naturali pot fi împărțiți în 4 clase: bazici, acizi, amfoteri și care nu formează sare. Uneori, primele trei clase sunt combinate într-un grup de oxizi care formează sare, dar pentru noi acest lucru nu este esențial acum. Proprietățile chimice ale oxizilor din diferite clase diferă foarte mult, astfel încât problema clasificării este foarte importantă pentru continuarea studiului acestui subiect!

Sa incepem cu oxizi care nu formează sare. Ele trebuie reținute: NU, SiO, CO, N 2 O. Învață doar aceste patru formule!

Pentru progrese ulterioare, trebuie să ne amintim că în natură există două tipuri de substanțe simple - metale și nemetale (uneori se distinge și un grup de semimetale sau metaloizi). Dacă înțelegeți clar ce elemente sunt metale, continuați să citiți acest articol. Dacă există cea mai mică îndoială, consultați materialul „Metale și nemetale” pe acel site.

Așadar, vă informez că toți oxizii amfoteri sunt oxizi metalici, dar nu toți oxizii metalici sunt amfoteri. Voi enumera cele mai importante dintre ele: BeO, ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , SnO. Lista nu este completă, dar formulele enumerate trebuie reținute! În majoritatea oxizilor amfoteri, metalul prezintă o stare de oxidare de +2 sau +3 (dar există și excepții).

În următoarea parte a articolului, vom continua să vorbim despre clasificare; Să discutăm despre oxizii acizi și bazici.

Interacțiunea oxizilor cu acizii

Oxizii bazici și amfoteri reacţionează cu acizii. Aceasta formează săruri și apă:

FeO + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2 O

Oxizii nesărati nu reacţionează deloc cu acizii, iar oxizii acizi nu reacţionează cu acizii în majoritatea cazurilor.

Când reacționează oxidul de acid cu acidul?

Când rezolvați partea de examen cu opțiuni de răspuns, ar trebui să presupuneți în mod condiționat că oxizii acizi nu reacționează nici cu oxizii acizi, nici cu acizii, cu excepția următoarelor cazuri:

1) dioxidul de siliciu, fiind un oxid acid, reacţionează cu acidul fluorhidric, dizolvându-se în acesta. În special, datorită acestei reacții, sticla poate fi dizolvată în acid fluorhidric. În cazul unui exces de HF, ecuația reacției are forma:

SiO2 + 6HF \u003d H2 + 2H2O,

iar in caz de lipsa HF:

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O

2) SO 2 , fiind un oxid acid, reacţionează uşor cu acidul hidrosulfurat H 2 S după tip co-proporționare:

S +4 O 2 + 2H 2 S -2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O

3) Oxidul de fosfor (III) P 2 O 3 poate reacționa cu acizii oxidanți, care includ acid sulfuric concentrat și acid azotic de orice concentrație. În acest caz, starea de oxidare a fosforului crește de la +3 la +5:

4) Oxidul de sulf (IV) SO 2 poate fi oxidat cu acid azotic, luat în orice concentrație. În acest caz, starea de oxidare a sulfului crește de la +4 la +6.

Interacțiunea oxizilor cu hidroxizi metalici

Oxizii acizi reacţionează cu hidroxizii metalici, atât bazici, cât şi amfoteri. În acest caz, se formează o sare, constând dintr-un cation metalic (din hidroxidul metalic inițial) și un reziduu acid acid corespunzător oxidului acid.

SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Oxizii acizi, care corespund acizilor slabi sau acizilor cu putere medie, pot forma atât săruri normale, cât și săruri acide cu alcalii:

CO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

CO2 + NaOH = NaHCO3

P 2 O 5 + 6KOH \u003d 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

P 2 O 5 + 4KOH \u003d 2K 2 HPO 4 + H 2 O

P 2 O 5 + 2KOH + H 2 O \u003d 2KH 2 PO 4

Oxizii „finicky” CO 2 și SO 2, a căror activitate, așa cum sa menționat deja, nu este suficientă pentru reacția lor cu oxizi bazici și amfoteri cu activitate scăzută, reacţionează totuși cu majoritatea hidroxizilor metalici corespunzători acestora. Mai precis, dioxidul de carbon și dioxidul de sulf interacționează cu hidroxizii insolubili sub forma suspensiei lor în apă. În acest caz, doar de bază despre săruri evidente, numite hidroxocarbonați și hidroxosulfiți, iar formarea de săruri medii (normale) este imposibilă:

2Zn(OH) 2 + CO 2 = (ZnOH) 2 CO 3 + H 2 O(in solutie)

2Cu(OH)2 + CO2 = (CuOH)2CO3 + H2O(in solutie)

Cu toate acestea, cu hidroxizi metalici în starea de oxidare +3, de exemplu, cum ar fi Al (OH) 3, Cr (OH) 3, Fe (OH) 3 etc., dioxidul de carbon și dioxidul de sulf nu reacţionează deloc.

De asemenea, trebuie remarcată inerția specială a dioxidului de siliciu (SiO 2), care se găsește cel mai adesea în natură sub formă de nisip obișnuit. Acest oxid este acid, cu toate acestea, printre hidroxizii metalici, este capabil să reacționeze numai cu soluții concentrate (50-60%) de alcalii, precum și cu alcaline pure (solide) în timpul fuziunii. În acest caz, se formează silicați:

2NaOH + Si02 =la => Na2SiO3 + H2O

Oxizii amfoteri din hidroxizi metalici reacţionează numai cu alcalii (hidroxizii metalelor alcaline şi alcalino-pământoase). în care la efectuarea reacției în soluții apoase, se formează săruri complexe solubile:

ZnO + 2NaOH + H2O \u003d Na2- tetrahidroxozincat de sodiu

BeO + 2NaOH + H2O \u003d Na2- tetrahidroxoberilat de sodiu

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na- tetrahidroxoaluminat de sodiu

Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na 3- hexahidroxocromat de sodiu (III)

Și când acești oxizi amfoteri sunt topiți cu alcalii, se obțin săruri, constând dintr-un cation de metal alcalin sau alcalino-pământos și un anion de tip MeO 2 x-, unde X= 2 în cazul oxidului amfoter tip Me +2 O și X= 1 pentru un oxid amfoter de forma Me 2 +2 O 3:

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

BeO + 2NaOH =la => Na2BeO2 + H2O

Al 2 O 3 + 2NaOH \u003dla => 2NaAlO2 + H2O

Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003dla => 2NaCrO2 + H2O

Fe 2 O 3 + 2NaOH \u003dla => 2NaFeO2 + H2O

Trebuie remarcat faptul că sărurile obținute prin topirea oxizilor amfoteri cu alcalii solizi pot fi obținute cu ușurință din soluții ale sărurilor complexe corespunzătoare prin evaporarea lor și calcinarea ulterioară:

Na2 =la => Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Na =la => NaAlO2 + 2H2O

Interacțiunea oxizilor cu sărurile

Cel mai adesea, sărurile nu reacţionează cu oxizii.

Cu toate acestea, ar trebui să învățați următoarele excepții de la această regulă, care se găsesc adesea la examen.

Una dintre aceste excepții este aceea că oxizii amfoteri, precum și dioxidul de siliciu (SiO 2 ), atunci când se topesc cu sulfiți și carbonați, înlocuiesc gazele sulfuroase (SO 2 ) și respectiv dioxidul de carbon (CO 2 ) din acestea din urmă. De exemplu:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 \u003dla => 2NaAlO 2 + CO 2

SiO 2 + K 2 SO 3 \u003dla => K 2 SiO 3 + SO 2

De asemenea, reacțiile oxizilor cu sărurile pot fi atribuite condiționat interacțiunii dioxidului de sulf și dioxidului de carbon cu soluții sau suspensii apoase ale sărurilor corespunzătoare - sulfiți și carbonați, ceea ce duce la formarea de săruri acide:

Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d 2NaHCO 3

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

De asemenea, dioxidul de sulf, atunci când este trecut prin soluții apoase sau suspensii de carbonați, înlocuiește dioxidul de carbon din aceștia datorită faptului că acidul sulfuros este un acid mai puternic și mai stabil decât acidul carbonic:

K 2 CO 3 + SO 2 \u003d K 2 SO 3 + CO 2

OVR care implică oxizi

1. Metal + Nemetal. Gazele inerte nu intră în această interacțiune. Cu cât electronegativitatea unui nemetal este mai mare, cu atât va reacționa cu mai multe metale. De exemplu, fluorul reacționează cu toate metalele, iar hidrogenul numai cu cele active. Cu cât un metal se află mai la stânga în seria de activitate a metalelor, cu atât poate reacționa mai multe nemetale. De exemplu, aurul reacționează numai cu fluor, litiul cu toate nemetalele.

2. Nemetal + nemetal. În acest caz, un nemetal mai electronegativ acționează ca agent oxidant, mai puțin EO - ca agent reducător. Nemetalele cu electronegativitate similară nu interacționează bine între ele, de exemplu, interacțiunea fosforului cu hidrogenul și a siliciului cu hidrogenul este practic imposibilă, deoarece echilibrul acestor reacții este deplasat către formarea de substanțe simple. Heliul, neonul și argonul nu reacționează cu nemetale, alte gaze inerte în condiții dure pot reacționa cu fluorul.
Oxigenul nu interacționează cu clorul, bromul și iodul. Oxigenul poate reacționa cu fluorul la temperaturi scăzute.

3. Metal + oxid acid. Metalul reface nemetalul din oxid. Excesul de metal poate reacționa apoi cu nemetalul rezultat. De exemplu:

2 Mg + SiO 2 \u003d 2 MgO + Si (din lipsa de magneziu)

2 Mg + SiO 2 \u003d 2 MgO + Mg 2 Si (cu exces de magneziu)

4. Metal + acid. Metalele din stânga hidrogenului din seria de tensiune reacţionează cu acizii pentru a elibera hidrogen.

Excepție fac acizi - agenți oxidanți (sulfuric concentrat și orice acid azotic), care pot reacționa cu metalele care se află în seria tensiunilor din dreapta hidrogenului, hidrogenul nu este eliberat în reacții, dar apa și produsul de reducere a acidului sunt obținut.

Este necesar să se acorde atenție faptului că, atunci când un metal interacționează cu un exces de acid polibazic, se poate obține o sare acidă: Mg +2 H 3 PO 4 \u003d Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.

Dacă produsul interacțiunii dintre acid și metal este o sare insolubilă, atunci metalul este pasivizat, deoarece suprafața metalului este protejată de acțiunea acidului de către sarea insolubilă. De exemplu, acțiunea acidului sulfuric diluat asupra plumbului, bariului sau calciului.

5. Metal + sare. in solutie această reacție implică un metal la dreapta magneziului din seria de tensiune, inclusiv magneziul însuși, dar la stânga metalului sărat. Dacă metalul este mai activ decât magneziul, atunci nu reacționează cu sarea, ci cu apa pentru a forma alcalii, care apoi reacționează cu sarea. În acest caz, sarea inițială și sarea rezultată trebuie să fie solubile. Produsul insolubil pasivează metalul.

Cu toate acestea, există excepții de la această regulă:

2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2;

2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Deoarece fierul are o stare intermediară de oxidare, sarea sa în cea mai mare stare de oxidare este ușor redusă la o sare în stare intermediară de oxidare, oxidând și metalele mai puțin active.

în topiturio serie de tensiuni metalice nu funcționează. Este posibil să se determine dacă o reacție între o sare și un metal este posibilă numai cu ajutorul calculelor termodinamice. De exemplu, sodiul poate înlocui potasiul dintr-o topitură de clorură de potasiu, deoarece potasiul este mai volatil: Na + KCl = NaCl + K (această reacție este determinată de factorul de entropie). Pe de altă parte, aluminiul a fost obținut prin deplasare din clorură de sodiu: 3 Na + AlCl 3 \u003d 3 NaCl + Al . Acest proces este exotermic și este determinat de factorul entalpie.

Este posibil ca sarea să se descompună atunci când este încălzită, iar produsele descompunerii sale să poată reacţiona cu metalul, cum ar fi azotatul de aluminiu şi fierul. Nitratul de aluminiu se descompune atunci când este încălzit la alumină, oxid nitric ( IV ), iar oxigenul, oxigenul și oxidul nitric vor oxida fierul:

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Metal + oxid bazic. De asemenea, ca și în sărurile topite, posibilitatea acestor reacții este determinată termodinamic. Aluminiul, magneziul și sodiul sunt adesea folosiți ca agenți reducători. De exemplu: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 \u003d 4 Al 2 O 3 + 9 Fe reacție exotermă, factor de entalpie);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (rubidiu volatil, factor de entalpie).

8. Nemetal + bază. De regulă, reacția are loc între un nemetal și un alcalin.Nu toate nemetalele pot reacționa cu alcalii: trebuie amintit că halogenii intră în această interacțiune (diferit în funcție de temperatură), sulful (când este încălzit), siliciu, fosfor.

KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (la rece)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (în soluție fierbinte)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

1) nemetal - agent reducător (hidrogen, carbon):

CO 2 + C \u003d 2CO;

2NO 2 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + N 2;

SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si. Dacă nemetalul rezultat poate reacționa cu metalul folosit ca agent reducător, atunci reacția va merge mai departe (cu un exces de carbon) SiO 2 + 2 C \u003d CO 2 + Si C

2) nemetal - agent oxidant (oxigen, ozon, halogeni):

2C O + O 2 \u003d 2CO 2.

CU O + Cl 2 \u003d CO Cl 2.

2 NO + O 2 \u003d 2 N O 2.

10. Oxid acid + oxid bazic . Reacția continuă dacă sarea rezultată există în principiu. De exemplu, oxidul de aluminiu poate reacționa cu anhidrida sulfurică pentru a forma sulfat de aluminiu, dar nu poate reacționa cu dioxidul de carbon, deoarece sarea corespunzătoare nu există.

11. Apa + oxid bazic . Reacția este posibilă dacă se formează un alcali, adică o bază solubilă (sau ușor solubilă, în cazul calciului). Dacă baza este insolubilă sau ușor solubilă, atunci există o reacție inversă de descompunere a bazei în oxid și apă.

12. Oxid bazic + acid . Reacția este posibilă dacă sarea rezultată există. Dacă sarea rezultată este insolubilă, atunci reacția poate fi pasivată prin blocarea accesului acidului la suprafața oxidului. În cazul unui exces de acid polibazic, este posibilă formarea unei sări acide.

13. oxid acid + baza. De regulă, reacția merge între oxid alcalin și acid. Dacă oxidul acid corespunde unui acid polibazic, se poate obține o sare acidă: CO2 + KOH = KHCO3.

Oxizii acizi corespunzatori acizilor tari pot reactiona si cu baze insolubile.

Uneori, oxizii corespunzători acizilor slabi reacționează cu baze insolubile și se poate obține o sare medie sau bazică (de regulă, se obține o substanță mai puțin solubilă): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 \u003d (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. oxid acid + sare. Reacția poate avea loc în topitură și în soluție. În topitură, cu cât oxidul mai puțin volatil înlocuiește oxidul mai volatil din sare. În soluție, oxidul corespunzător acidului mai puternic înlocuiește oxidul corespunzător acidului mai slab. De exemplu, Na 2 CO 3 + SiO 2 \u003d Na 2 SiO 3 + CO 2 , în direcția înainte, această reacție are loc în topitură, dioxidul de carbon este mai volatil decât oxidul de siliciu; în sens opus, reacția se desfășoară în soluție, acidul carbonic este mai puternic decât acidul silicic și oxidul de siliciu precipită.

Este posibil să se combine un oxid acid cu propria sa sare, de exemplu, dicromatul poate fi obținut din cromat, iar disulfatul poate fi obținut din sulfat și disulfitul poate fi obținut din sulfit:

Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d Na 2 S 2 O 5

Pentru a face acest lucru, trebuie să luați o sare cristalină și oxid pur sau o soluție de sare saturată și un exces de oxid acid.

În soluție, sărurile pot reacționa cu proprii lor oxizi acizi pentru a forma săruri acide: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 \u003d 2 NaHSO 3

15. Apa + oxid acid . Reacția este posibilă dacă se formează un acid solubil sau ușor solubil. Dacă acidul este insolubil sau ușor solubil, atunci există o reacție inversă de descompunere a acidului în oxid și apă. De exemplu, acidul sulfuric se caracterizează prin reacția de obținere din oxid și apă, reacția de descompunere practic nu are loc, acidul silicic nu poate fi obținut din apă și oxid, dar se descompune cu ușurință în aceste componente, dar pot participa acizii carbonici și sulfurosi. atât în ​​reacții directe cât și în reacții inverse.

16. Bază + acid. Reacția are loc dacă cel puțin unul dintre reactanți este solubil. În funcție de raportul de reactivi, se pot obține săruri medii, acide și bazice.

17. Baza + sare. Reacția are loc dacă ambele materii prime sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab (precipitat, gaz, apă) ca produs.

18. Sare + acid. De regulă, reacția are loc dacă ambele materii prime sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab (precipitat, gaz, apă) ca produs.

Un acid puternic poate reacționa cu sărurile insolubile ale acizilor slabi (carbonați, sulfuri, sulfiți, nitriți) și se eliberează un produs gazos.

Reacțiile dintre acizii concentrați și sărurile cristaline sunt posibile dacă se obține un acid mai volatil: de exemplu, acidul clorhidric poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra clorurii de sodiu cristalin, bromura de hidrogen și iod hidrogen pot fi obținute prin acțiunea ortofosforic. acid pe sărurile corespunzătoare. Este posibil să acționați cu un acid pe propria sare pentru a obține o sare acidă, de exemplu: BaSO 4 + H 2 SO 4 \u003d Ba (HSO 4) 2.

19. Sare + sare.De regulă, reacția are loc dacă ambele materii prime sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab ca produs.

1) sarea nu există pentru că hidrolizat ireversibil . Acestea sunt majoritatea carbonaților, sulfiților, sulfidelor, silicaților metalelor trivalente, precum și a unor săruri ale metalelor divalente și amoniului. Sărurile metalice trivalente sunt hidrolizate la baza și acidul corespunzător, iar sărurile metalice bivalente la săruri bazice mai puțin solubile.

Luați în considerare exemple:

2 FeCl3 + 3 Na2CO3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe2 (CO3)3+ 6H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 H2CO3

H 2 CO 3 se descompune în apă și dioxid de carbon, apa din părțile din stânga și din dreapta este redusă și rezultă: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O \u003d 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Dacă acum combinăm ecuațiile (1) și (2) și reducem carbonatul de fier, obținem ecuația totală care reflectă interacțiunea clorurii ferice ( III ) și carbonat de sodiu: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O \u003d 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

Sarea subliniată nu există din cauza hidrolizei ireversibile:

2CuCO3+ H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Dacă acum combinăm ecuațiile (1) și (2) și reducem carbonatul de cupru, obținem ecuația totală care reflectă interacțiunea sulfatului ( II ) și carbonat de sodiu:

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4