Учебник MAXIMUM Education

Интернет-энциклопедия по школьным предметам от Maximum Education. Учебник поможет решить домашнее задание, подготовиться к контрольной и вспомнить прошлые темы.

11 класс
Химия
Методы познания в химии. Химия и жизнь
Химическое производство 1: металлы, аммиак Правила работы в лаборатории Термохимия Расчет массы (объема) продукта по массе (объему) исходных веществ и Расчет объемных отношений газов по химической реакции Расчет с использованием понятия "Массовая доля" вещества Задачи на концентрацию Химическое производство 3: ВМС Химическое производство 2: метанол, серная кислота
Теоретические основы в химии
Скорость химической реакции Строение электронной оболочки Закономерности изменения свойств в таблице Менделеева Окислительно-восстановительные реакции Типы кристаллических решёток Типы химической связи Степень окисления и валентность Электролитическая диссоциация Химическое равновесие Окислительно-восстановительные реакции и реакции ионного обмена Гидролиз и среда водных растворов
Органическая химия
Углеводороды 3: алкины, алкадиены Углеводороды 2: алкены, циклоалканы Химические свойства аминов и аминокислот Углеводороды 1: алканы Химические свойства спиртов Химические свойства альдегидов и кетонов Окислительно-восстановительные реакции в органической химии Углеводороды 4: ароматические соединения (арены) Химические свойства фенолов Классификация органических веществ Качественные реакции в органической химии Углеводы Химические свойства карбоновых кислот и эфиров Номенклатура органических веществ Механизмы реакций в органической химии Классификация реакций в органической химии Основные понятия в органической химии Белки и жиры
Варианты ЕГЭ
Вариант 1 Вариант 4 Вариант 5 Вариант 2 Вариант 3
Неорганическая химия
Классификация неорганических веществ Химические свойства оснований и кислот Химические свойства неметаллов V и IV групп и водорода Химические свойства оксидов Взаимосвязь неорганических веществ Качественные реакции в неорганической химии Химические свойства солей Химические свойства неактивных металлов Номенклатура неорганических веществ Химические свойства активных и средней активности металлов Химические свойства неметаллов VI и VII групп

Химические свойства оксидов

Оксиды – бинарные соединения, в которых один из элементов кислород в степени окисления -2.

Степень окисления элемента (металла или неметалла) в оксиде обуславливает его принадлежность к определенной группе. Так, если элемент в оксиде представлен в виде металла, то степень окисления (СО) будет определять его класс следующим образом:

СО металла +1, +2 СО металла +3, +4 СО металла +5, +6, +7
ОСНОВНЫЙ АМФОТЕРНЫЙ КИСЛОТНЫЙ
Иск. Beo, ZnO, SnO, PbO - амфотерные Иск. Beo, ZnO, SnO, PbO – амфотерные при СО +2

Если оксид образован элементом – неметаллом, то распределение по классам оксидов будет выглядеть так:

СО неметалла +1, +2 СО неметалла больше или равна +3
НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЙ КИСЛОТНЫЙ
Иск. Cl2O - кислотный Иск. Cl2O – кислотный при СО +1

Общими свойствами кислотных и основных оксидов являются кислотно – основные взаимодействия, которые можно отразить в виде схемы.

Основный оксид Кислотный оксид

соль + Н2О

Щелочь Кислота

Примеры таких взаимодействий:

  • CaO + CO2 → CaCO3

  • CaO + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O

  • МgO +2H2SO4 (избыток) → Mg(HSO4)2 + H2O

  • 2МgO(избыток) +H2SO4 → (MgOH)2SO4

  • СаО + Н2О → Ca(ОН)2

  • SO2 + K2O → K2SO3

  • CO2 + 2NaOH(избыток) → Na2СO3 + H2O

  • CO2 (избыток) + NaOH→ NaНСO3

  • SO3 + Н2О → H2SO4

  • CrO3 + Н2О → H2CrO4

Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, реагируют с кислотными и основными оксидами, сильными кислотами и щелочами (продуктами взаимодействия с раствором щелочи являются комплексные соли, а при сплавлении образуются средние соли). При сплавлении с солями летучих кислот амфотерные оксиды вытесняют кислотные оксиды. Иллюстрацией данных свойств могут служить следующие реакции:

  • Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3 (оксиды сильных кислот)

  • Na2O + ZnO → Na2ZnO2

  • BeO + 2HCl → BeCl2 + H2O (аналогично с основными кислотами).

  • Al2O3 + 2KOH + 3H2O → 2K[Al(OH)4]

  • ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O

  • Fe2O3 + Na2CO3 2NaFeO2 + CO2

Наибольшую сложность и интерес представляют окислительно – восстановительные реакции оксидов. Рассмотрим некоторые из них.

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей.

  1. Оксиды, имеющие элемент в промежуточной степени окисления, могут взаимодействовать с кислородом.

2СО + О2 → 2СО2

FeO + О2 → Fe2O3

  1. С кислотами – окислителями возможны реакции для некоторых оксидов, у которых есть возможность повышать степень окисления элемента, образующего оксид.

FeO + 4HNO3 (конц.) → 2Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O

FeO + 10HNO3 (разб.) →3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O

3P2O3 + 4HNO3 (разб.) + 7H2O 6H3PO4 + 4NO

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей.

  1. Угарный газ, водород, алюминий, аммиак восстанавливают металлы из оксидов (только для оксидов, образованных металлами, стоящих в РНМ после алюминия).

FeO + СО → Fe + СО2

СuO + H2 → Cu + H2O

Cr2O3 + Al → Cr + Al2O3

3СuO + 2NH3 → 3Cu + 3H2O + N2

  1. Металлы, стоящие в РНМ правее цинка, из их оксидов восстанавливаются углеродом до свободного состояния. Активные металлы (до цинка) образуют соответствующие карбиды.

PbO + C → Pb + CO

CaO + C → CaC2 + CO

Исключение: MgO + C → Mg + CO

Примеры реакций, в которых оксиды выступают и в роли окислителей, и восстановителей (межмолекулярная дисмутация). Характерны для оксидов, не имеющих соответствующих гидроксидов.

2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3

2NO2 + 2КОН → H2O + КNO2 + КNO3