Получение оксида металла при нагревании
Обновлено: 04.10.2024
2. Классификация, получение и свойства оксидов
Из бинарных соединений наиболее известны оксиды. Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород, имеющий степень окисления -2. По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.
Названия оксидов образуются с применением слова «оксид» и русского названия элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами валентности элемента, например: SO 2 – оксид серы ( IV ), SO 3 – оксид серы ( VI ), CrO – оксид хрома ( II ), Cr 2 O 3 – оксид хрома ( III ).
2.1. Основные оксиды
Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей.
К основным оксидам относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований (основные гидроксиды), причем степень окисления элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду, например,
Получение основных оксидов
1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:
Этот метод неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды и супероксиды, и только литий, сгорая, образует оксид Li 2 O .
2. Обжиг сульфидов:
2 CuS + 3 O 2 = 2 CuO + 2 SO 2 ,
Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.
3. Разложение гидроксидов (при высокой температуре):
Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.
4. Разложение солей кислородсодержащих кислот (при высокой температуре):
Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:
Свойства основных оксидов
Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О —2 , поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.
1. Большинство основных оксидов не распадаются при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:
2. Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами:
3. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания (основные гидроксиды). Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:
Исключение составляет оксид магния MgO . Из него нельзя получить гидроксид магния Mg ( OH )2 при взаимодействии с водой.
4. Как и все другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:
Оксиды: классификация, получение и химические свойства
Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород со степенью окисления -2. При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.
В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).
Двойные оксиды — это некоторые оксиды , образованные элементом с разными степенями окисления.
Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.
Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.
Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N2O и SiO.
Классификация оксидов
Получение оксидов
Общие способы получения оксидов:
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом :
1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.
Например , алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:
Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.
Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na2O2,
Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно надпероксиды состава MeO2:
Примечания : металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):
Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):
1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.
Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.
Например , фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):
Но есть некоторые исключения .
Например , сера сгорает только до оксида серы (IV):
Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:
2SO2 + O2 = 2SO3
Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000 о С), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):
Не окисляется кислородом фтор F2 (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl2, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).
2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.
При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.
Например , при сжигании пирита FeS2 образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV):
Сероводород горит с образованием оксида серы (IV) при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:
А вот аммиак горит с образованием простого вещества N2, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:
А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):
3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).
гидроксид → оксид + вода
Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):
2AgOH → Ag2O + H2O
2CuOH → Cu2O + H2O
При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:
4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей .
Например , нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:
Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:
Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.
Химические свойства оксидов
Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.
Химические свойства основных оксидов
Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:
Реакции разложения
При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.
Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.
Разложение оксидов
При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:
2HgO = 2Hg + O2
Разложение гидроксидов
Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:
2LiOH = Li2O + H2O
Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:
2AgOH = Ag2O + H2O
2CuOH = Cu2O + H2O
Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.
В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:
Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:
Разложение кислот
При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.
Например , кремниевая кислота:
Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:
В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.
Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:
Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:
При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:
Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:
Разложение солей
Разложение хлоридов
Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.
Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:
2AgCl → Ag + Cl2
Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:
Разложение нитратов
Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.
Например , разложение нитрата калия:
Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.
Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:
При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:
Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:
Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:
Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:
При более высокой температуре образуются азот и кислород:
Разложение карбонатов и гидрокарбонатов
Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.
Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:
Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:
Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:
Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:
Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:
При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:
Разложение сульфатов
Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.
Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:
Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:
Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов
Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:
Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).
Разложение сульфитов
Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:
Разложение солей аммония
Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:
Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:
Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.
Разложение перманганата калия
Разложение хлората и перхлората калия
Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:
4KClO3 → 3KClO4 + KCl
При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:
Важнейшие свойства ОКСИДОВ и их получение.
Химические свойства: Основные оксиды
1. Основный оксид + кислота = соль + вода
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Примечание: кислота ортофосфорная или сильная.
2. Сильноосновный оксид + вода = щелочь
CaO + H2O = Ca(OH)2
3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид = соль
CaO + Mn2O7 = Ca(MnO4)2
Na2O + CO2 = Na2CO3
4. Основный оксид + водород = металл + вода
CuO + H2 = Cu + H2O
Примечание: металл менее активный, чем алюминий.
Химические свойства: Кислотные оксиды
1. Кислотный оксид + вода = кислота
SO3 + H2O = H2SO4
Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не реагируют, поэтому их кислоты получают косвенным путём.
2. Кислотный оксид + основный оксид = соль
CO2 + CaO = CaCO3
3. Кислотный оксид + основание = соль + вода
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
4. Нелетучий оксид + соль1 = соль2 + летучий оксид
SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑
Химические свойства: Амфотерные оксиды
При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:
ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O
При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:
ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4] (в водном растворе)
ZnO + CaO = CaZnO2 (при сплавлении)
Получение оксидов
1. Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:
2H2 + O2 = 2H2O
2Cu + O2 = 2CuO
При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития) , а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды:
2Na + O2 = Na2O2
K + O2 = KO2
2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑
CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2
2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O
3. Термическое разложение солей:
CaCO3 = CaO + CO2↑
2FeSO4 = Fe2O3 + SO2↑ + SO3↑
4. Термическое разложение оснований или кислот:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O↑
4HNO3 = 4NO2↑ + O2↑ + 2H2O
5. Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие:
4FeO + O2 = 2Fe2O3
Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2↑
6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:
Zn + H2O = ZnO + H2↑
7. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при нагревании с выделением летучего оксида:
Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5↑
8. Взаимодействие металлов с кислотами-оксилителями:
Zn + 4HNO3(конц. ) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:
2KClO4 + H2SO4(конц) = K2SO4 + Cl2O7 + H2O
10. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:
NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2↑
Оксиды
Знакомство с оксидами обычно начинается на уроках химии в 8 классе. Из этой статьи вы узнаете, что такое оксиды в химии, их классификацию и свойства, а также способы получения.
О чем эта статья:
Определение оксидов
Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов (т. е. бинарные соединения), один из которых — кислород в степени окисления −2.
Общая формула оксидов: ЭxOy, где Э – химический элемент, а x и y — индексы, определяемые степенью окисления химических элементов.
Виды оксидов
Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующие оксиды — это оксиды, которые не взаимодействуют с кислотами и щелочами, то есть не способны образовать соли.
К несолеобразующим оксидам относят: CO, SiO, N2O, NO.
Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами с образованием солей.
Солеобразующие оксиды делятся на три группы:
Основные оксиды — это оксиды, образованные металлами со степенью окисления +1 или +2.
Примеры основных оксидов: Na +1 2O, Ca +2 O, Ba +2 O.
Амфотерные оксиды — оксиды, образованные металлами со степенью окисления +3 или +4.
К амфотерным оксидам относят также: ZnO, BeO, PbO, SnO.
Несмотря на то, что эти металлы проявляют степень окисления +2 в данных соединениях, их оксиды проявляют амфотерные свойства.
Примеры амфотерных оксидов: Al +3 2O3, Fe2 +3 O3.
Кислотные оксиды — оксиды, образованные металлами с валентностью V и более или неметаллами с любой валентностью (за исключением несолеобразующих оксидов, то есть CO, SiO, N2O, NO).
Если один и тот же химический элемент образовывает несколько оксидов, то с увеличением степени окисления основные свойства оксидов ослабевают и усиливаются кислотные.
CrO (оксид хрома (II)) — проявляет основные свойства;
Cr2O3 (оксид хрома (III)) — проявляет амфотерные свойства;
CrO3 (оксид хрома (VI)) — проявляет кислотные свойства.
Закрепим знания о типах оксидов, изучив схему:
Номенклатура оксидов
Названия оксидов строятся по систематической номенклатуре следующим образом:
Пишем слово «оксид».
Указываем название второго химического элемента в родительном падеже.
Если этот элемент имеет переменную валентность, то указываем валентность элемента в этом соединении в скобках римской цифрой.
Примеры названий оксидов:
Fe2O3 — оксид железа (III). Читается: феррум два о три.
Na2O — оксид натрия. Читается: натрия два о.
SO3 — оксид серы (VI). Читается: эс о три.
До появления систематической номенклатуры вещества называли по присущим им специфическим свойства (цвету, запаху и т. д.). Такой способ названия веществ — тривиальная номенклатура. Некоторые названия используются и сейчас.
Названия некоторых оксидов: таблица
Химическая формула оксида
Бытовое (тривиальное название)
Возможное научное название
1. Взаимодействие с водой
С водой способны реагировать оксиды тех металлов, которым соответствуют растворимые гидроксиды. То есть с водой реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
Основный оксид + вода = основание
Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании.
2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами
Основные оксиды, соответствующие щелочам, взаимодействуют со всеми кислотными оксидами и кислотами. Оксиды неактивных металлов взаимодействуют только с кислотными оксидами, соответствующими сильным кислотам, или с сильными кислотами.
Основный оксид + кислотный оксид = соль
Основный оксид + кислота = соль + вода
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами
В эту реакцию могут вступать только основные оксиды щелочных или щелочноземельных металлов. При сплавлении двух оксидов образуется соль.
Основный оксид + амфотерный оксид = соль
Как составлять такие соли: металл в этой соли берем из основного оксида, а кислотный остаток из амфотерного оксида (они проявляют более кислотные свойства).
Химические свойства кислотных оксидов
Кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот. За исключением SiO2, которому соответствует нерастворимая кремниевая кислота.
Кислотный оксид + вода = кислота
2. Взаимодействие с основными оксидами и щелочами
Кислотные оксиды сильных кислот способны взаимодействовать с любыми основными оксидами или основаниями.
Кислотный оксид + основный оксид = соль
Кислотный оксид + основание = соль + вода
Кислотные оксиды, соответствующие слабым кислотам (такие как CO2, SO2), способны взаимодействовать с основными оксидами, соответствующим щелочам, а также с щелочами.
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами
С амфотерными оксидами в реакцию вступают кислотные оксиды — как правило, сильных кислот.
Кислотный оксид + амфотерный оксид = соль
Кислотный оксид + амфотерный оксид = соль + вода
Химические свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой — даже при нагревании!
Амфотерный оксид + вода ≠
2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотой
Амфотерные оксиды взаимодействуют только с сильными и средними кислотами и их оксидами.
Амфотерный оксид + кислотный оксид = соль
Амфотерный оксид + кислота = соль + вода
3. Взаимодействие с основными оксидами
Амфотерные оксиды взаимодействуют только с теми оксидами, которые соответствуют щелочам. Реакция протекает только в расплаве, так как в растворе такие оксиды взаимодействуют преимущественно с водой с образованием щелочей.
Амфотерный оксид + основный оксид (расплав) = соль
4. Взаимодействие со щелочами
Продукты взаимодействия амфотерных оксидов со щелочами зависят от условий проведения реакции. В растворе образуются комплексные соли, а при сплавлении – средние соли.
Амфотерный оксид + щелочь (раствор) + вода = комплексная соль
Амфотерный оксид + щелочь (расплав) = средняя соль + вода
1. Окисление металлов
Почти все металлы окисляются кислородом до устойчивых степеней окисления.
Металлы с переменной степенью окисления, как правило, образуют соединения в степени окисления +3:
При взаимодействии щелочных металлов (элемента IA группы) образуются пероксиды Me2O2 или надпероксиды MeO2, где Ме — щелочной металл.
2. Окисление простых веществ — неметаллов
При окислении неметаллов в избытке кислорода, как правило, образуются высшие оксиды (это оксиды, в которых неметалл проявляют высшую степень окисления):
При недостаточном количестве кислорода образуются оксиды неметаллов в промежуточной степени окисления:
Существуют и исключения. Например, сера окисляется лишь до оксида серы (IV) даже в избытке кислорода:
Или азот, который взаимодействует с кислородом только при температуре 2 000̊С или под действием электрического разряда с образованием оксида азота (II):
Галогены (элементы VIIA группы) вовсе не взаимодействуют с кислородом, так же как и инертные газы (элементы VIIIA группы).
3. Разложение гидроксидов
Некоторые кислоты и гидроксиды неустойчивы и самопроизвольно разлагаются по схеме:
Гидроксид (кислота) = оксид + вода
Оксиды тяжелых металлов (нерастворимые гидроксиды) и кремниевая кислота разлагаются при нагревании по той же самой схеме.
4. Окисление сложных веществ
Сложные бинарные (состоящие из двух химических элементов) соединения окисляются с образованием двух оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.
Также оксиды получают разложением солей, например, карбонатов, нитратов сульфатов и т. д.
Мы узнали, какие вещества в химии называют оксидами, какие бывают оксиды, а также разобрали свойства каждого вида. Осталось подкрепить теорию практикой — а сделать это можно на курсах по химии в онлайн-школе Skysmart!
Читайте также: