Теплота образования оксидов металлов
Обновлено: 05.07.2024
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:
Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения
Химические реакции протекают либо с выделением теплоты, либо с поглощением теплоты.
Экзотермические реакции протекают с выделением теплоты (теплота указывается со знаком «+»). Эндотермические реакции – с поглощением теплоты (теплота Q указывается со знаком «–»).
Тепловой эффект химической реакции – это изменение внутренней энергии системы вследствие протекания химической реакции и превращения исходных веществ (реагентов) в продукты реакции в количествах, соответствующих уравнению химической реакции.
При протекании химических реакций наблюдаются некоторые закономерности, которые позволяют определить знак теплового эффекта химической реакции:
- Реакции, которые протекают самопроизвольно при обыных условиях, скорее всего экзотермические. Для запуска экзотермических реакций может потребоваться инициация – нагревание и др.
Например, после поджигания горение угля протекает самопроизвольно, реакция экзотермическая:
- Реакции образования устойчивых веществ из простых веществ экзотермические, реакции разложения чаще всего – эндотермические.
Например, разложение нитрата калия сопровождается поглощением теплоты:
- Реакции, в ходе которых из менее устойчивых веществ образуются более устойчивые, чаще всего экзотермические. И наоборот, образование более устойчивых веществ из менее устойчивых сопровождается поглощением теплоты. Устойчивость можно примерно определить по активности и стабильности вещества при обычных условиях. Как правило, в быту нас окружают вещества сравнительно устойчивые.
Например, горение амиака (взаимодействие активных, неустойчивых веществ — аммиака и кислорода) приводит к образованию устойчивых веществ – азота и воды. Следовательно, реакция экзотермическая:
Количество теплоты обозначают буквой Q, измеряют в кДж (килоджоулях) или Дж (джоулях).
Количество теплоты, выделяющейся в результате реакции, пропорционально количеству вещества, вступившего в реакцию.
В термохимии используются термохимические уравнения . Это уравнение реакции с указанием количества теплоты, выделившейся в ней (на число моль вещества, равное коэффициентам в уравнении).
Например, рассмотрим термохимическое уравнение сгорания водорода:
Из термохимического уравнения видно, что 484 кДж теплоты выделяются при сгорании 2 моль водорода, 1 моль кислорода. Также можно сказать, что при образовании 2 моль воды выделяется 484 кДж теплоты.
Теплота образования вещества – количество теплоты, выделяющееся при образовании 1 моль данного вещества из простых веществ.
Например, при сгорании алюминия:
теплота образования оксида алюминия равна 1675 кДж/моль. Если мы запишем термохимическое уравнение без дробных коэффициентов:
теплота образования Al2O3 все равно будет равна 1675 кДж/моль, т.к. в термохъимическом уравнении приведен тепловой эффект образования 2 моль оксида алюминия.
Теплота сгорания – количество теплоты, выделяющееся при горении 1 моль данного вещества.
Например, при горении метана:
теплота сгорания метана равна 802 кДж/моль.
Разберемся, как решать задачи на термохимические уравнения (задачи на термохимию) из ЕГЭ. Для этого разберем несколько примеров термохимических задач.
1. В результате реакции, термохимическое уравнение которой:
получено 98 л (н.у.) оксида азота (II). Определите количество теплоты, которое затратили при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых.).
Решение.
Из термохимического уравнения видно, что на образование 2 моль оксида азота (II) потребуется 180 кДж теплоты. 2 моль оксида азота при н.у. занимают объем 44,8 л. Составляем простую пропорцию:
на получение 44,8 л оксида азота (II) затрачено 180 кДж теплоты,
на получение 98 л оксида азота затрачено х кДж теплоты.
Отсюда х= 180*98/44,8 = 393,75 кДж. Округляем ответ до целых, как требуется в условии: Q=394 кДж.
Ответ: потребуется 394 кДж теплоты.
2. В результате реакции, термохимическое уравнение которой
выделилось 1452 кДж теплоты. Вычислите массу образовавшейся при этом воды (в граммах). (Запишите число с точностью до целых.)
Из термохимического уравнения видно, что при образовании 2 моль воды выделится 484 кДж теплоты. Масса 2 моль воды равна 36 г. Составляем простую пропорцию:
при образовании 36 г воды выделится 484 кДж теплоты,
при образовании х г воды выделится 1452 кДж теплоты.
Отсюда х= 1452*36/484 = 108 г.
Ответ: образуется 108 г воды.
3. В результате реакции, термохимическое уравнение которой
израсходовано 80 г серы. Определите количество теплоты, которое выделится при этом (в кДж). (Запишите число с точностью до целых).
Из термохимического уравнения видно, что при сгорании 1 моль серы выделится 296 кДж теплоты. Масса 1 моль серы равна 32 г. Составляем простую пропорцию:
Свойства оксидов металлов
В таблице представлены теплофизические свойства оксидов (спеченных окислов) металлов при различной температуре. Даны значения свойств следующих плотных спеченных окислов: оксиды алюминия и магния Al2O3, MgO, оксид кальция CaO, оксид кремния SiO2, оксид никеля NiO, оксид титана TiO, оксид циркония ZrO2, оксид урана UO2, оксид тория ThO2, оксид плутония PuO2
Теплопроводность спеченных окислов в таблице указана при температуре от 127 до 1727 °С в зависимости от пористости. Коэффициент линейного теплового расширения (КТР) указан при температуре от 300 до 400 К. Плотность оксидов металлов дана при комнатной температуре.
Теплопроводность спеченных оксидов металлов зависит от чистоты и кристаллической структуры исходных порошков, метода и степени прессования и режимов спекания. Теплопроводность порошкообразных окислов зависит от плотности, размера зерен и влажности; для любых порошкообразных оксидов металлов (не спеченных) теплопроводность лежит в пределах 0,1…1,1 Вт/(м·град).
В таблице даны следующие свойства оксидов металлов:
- , К;
- коэффициент линейного теплового расширения (КТР), 1/град;
- плотность, кг/м 3 ;
- пористость, %;
- коэффициент теплопроводности, Вт/(м·град).
Основные свойства оксидов металлов
В таблице приведены основные свойства оксидов металлов при комнатной температуре.
Свойства указаны для следующих оксидов металлов: Al2O3, MgO, TiO, Ti2O3, TiO2, ZrO2, оксид цинка ZnO, оксиды железа FeO, Fe3O4, Fe2O3, NiO, оксид меди CuO, оксид ванадия V2O5, оксид вольфрама WO3, оксид марганца MnO2, оксид бария BaO2.
Даны следующие свойства оксидов металлов:
- молекулярная масса оксида;
- плотность, кг/м 3 ;
- температура плавления, К;
- теплота плавления, кДж/кг;
- температура кипения, К;
- теплота испарения при кипении, кДж/кг;
- температура полиморфного превращения, К;
- теплота полиморфного превращения, кДж/кг.
Теплопроводность плотных спеченных оксидов металлов
В таблице представлены значения теплопроводности плотных спеченных оксидов металлов (пористость равна нулю) в зависимости от температуры.
Теплопроводность дана для следующих оксидов металлов: оксид алюминия Al2O3, оксид бериллия BeO, оксид кальция CaO, оксид кремния SiO2, оксид магния MgO, оксид никеля NiO, оксид титана TiO2, оксид циркония ZrO2. Теплопроводность окислов металлов приведена при температуре от 100 до 2000 К.
Видно, что в основном, теплопроводность оксидов снижается при росте температуры. В таблице также указана плотность оксидов металлов (оксидная керамика) при комнатной температуре.
Влияние нейтронного облучения на теплопроводность спеченных оксидов металлов
В таблице представлены значения теплопроводности плотных спеченных оксидов металлов до и после облучения потоком быстрых нейтронов.
Теплопроводность оксидов дана при комнатной температуре и при сверхнизких температурах (5…100 К).
Значения указаны для следующих оксидов металлов: BeO, Al2O3, SiO2 (α-кварц), плавленый кварц, ZrSiO4, шпинель, форстерит, фарфор, слюда.
Как видно из таблицы, значение коэффициента теплопроводности оксидов металлов при их облучении потоком быстрых нейтронов, в основном снижается.
Теплоемкость оксидов металлов
В таблице указаны значения истинной и средней удельных теплоемкостей оксидов металлов в зависимости от температуры.
Теплоемкости (размерность кДж/(кг·град)) даны при температуре от 0 до 1500°С.
Значения представлены для следующих оксидов металлов (компонентов огнеупорных материалов и шлаков): SiO2, Al2O3, Fe2O3, FeO, MgO, MnO, CaO.
Примечание: Истинная теплоемкость соответствует указанной температуре, а значение средней теплоемкости Cm приведено для интервала температуры от 0°С до указанной в таблице. По данным таблицы видно, что удельная (массовая) теплоемкость оксидов металлов при увеличении их температуры также увеличивается.
Оксиды
В разделе «Оксиды» размещаются статьи со свойствами оксидов металлов и неметаллов при различных температурах. Здесь вы можете найти данные по плотности, теплопроводности, КТР, удельной теплоемкости, а также определить другие теплофизические свойства оксидов.
Свойства оксида алюминия Al2O3 и магния MgO
Теплофизические свойства оксида алюминия Al2O3 В таблице представлены теплофизические свойства оксида алюминия Al2O3 при нормальном…
Свойства оксидов металлов
Теплофизические свойства оксидов металлов В таблице представлены теплофизические свойства оксидов (спеченных окислов) металлов при различной…
Свойства оксида урана, КТР закиси-окиси
Теплофизические свойства диоксида урана UO2 теоретической плотности Даны свойства оксида урана UO2 теоретической плотности, который применяется в качестве…
Теплопроводность строительных материалов, их плотность и теплоемкость
Плотность, теплопроводность и удельная теплоемкость строительных и других популярных материалов. Более 400 материалов в таблице!
Плотность воды, теплопроводность и физические свойства H2O
Подробные таблицы значений плотности воды, ее теплопроводности и других теплофизических свойств в зависимости от температуры…
Физические свойства воздуха: плотность, вязкость, удельная теплоемкость
Таблицы физических свойств воздуха: плотность воздуха, его удельная теплоемкость и вязкость в зависимости от температуры…
Теплопроводность стали и чугуна. Теплофизические свойства стали
Теплопроводность стали и чугуна, физические свойства стали в таблицах при различной температуре…
Физические свойства и допустимая температура применения сплавов магния
Физические свойства сплавов магния: плотность, коэффициент теплопроводности, удельная теплоемкость, КТЛР, максимальная температура применения и др.
Оргстекло: тепловые и механические характеристики
Рассмотрены тепловые, механические, оптические и электрические характеристики органического стекла…
Физические свойства технической соли
Насыпная плотность, удельная теплоемкость, коэффициент теплопроводности и другие физические свойства технической соли…
Характеристики теплоизоляционных плит Изорок (Isoroc)
Плотность, коэффициент теплопроводности и другие важнейшие характеристики теплоизоляционных плит Изорок различных модификаций…
Плотность, теплопроводность, паропроницаемость строительных материалов
В таблице представлены теплофизические свойства строительных материалов: плотность, коэффициент теплопроводности, коэффициент паропроницаемости при комнатной температуре и…
Свойства карбида кремния SiC
Теплофизические свойства спеченного мелкозернистого карбида кремния В таблице даны теплофизические свойства спеченного порошка карбида кремния…
Плотность рыбы, икры, свойства продуктов переработки рыбы
Представлены значения плотности, теплопроводности, удельной теплоемкости рыбы, икры, фарша и других рыбных продуктов…
Теплопроводность, плотность и другие физические свойства титана Ti
Сегодня титан является одним из наиболее популярных металлов. Сплавы титана находят применение во многих отраслях промышленности,…
Подробно про оксиды, их классификацию и способы получения можно прочитать здесь.
1. Взаимодействие с водой. С водой способны реагировать только основные оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды (щелочи). Щелочи образуют щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и щелочно-земельные (кальций, стронций, барий). Оксиды остальных металлов с водой химически не реагируют. Оксид магния реагирует с водой при кипячении.
CuO + H2O ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)2 — нерастворимый гидроксид)
2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. При взаимодействии основным оксидов с кислотами образуется соль этой кислоты и вода. При взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль:
основный оксид + кислота = соль + вода
основный оксид + кислотный оксид = соль
При взаимодействии основных оксидов с кислотами и их оксидами работает правило:
Хотя бы одному из реагентов должен соответствовать сильный гидроксид (щелочь или сильная кислота).
Иными словами, основные оксиды, которым соответствуют щелочи, реагируют со всеми кислотными оксидами и их кислотами. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые гидроксиды, реагируют только с сильными кислотами и их оксидами (N2O5, NO2, SO3 и т.д.).
| Основные оксиды, которым соответствуют щелочи | Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания |
| Реагируют со всеми кислотами и их оксидами | Реагируют только с сильными кислотами и их оксидами |
| Na2O + SO2 → Na2SO3 | CuO + N2O5 → Cu(NO3)2 |
3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.
При взаимодействии основных оксидов с амфотерными образуются соли:
основный оксид + амфотерный оксид = соль
С амфотерными оксидами при сплавлении взаимодействуют только основные оксиды, которым соответствуют щелочи . При этом образуется соль. Металл в соли берется из более основного оксида, кислотный остаток — из более кислотного. В данном случае амфотерный оксид образует кислотный остаток.
CuO + Al2O3 ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)2 — нерастворимый гидроксид)
(чтобы определить кислотный остаток, к формуле амфотерного или кислотного оксида добавляем молекулу воды: Al2O3 + H2O = H2Al2O4 и делим получившиеся индексы пополам, если степень окисления элемента нечетная: HAlO2. Получается алюминат-ион AlO2 — . Заряд иона легко определить по числу присоединенных атомов водорода — если атом водорода 1, то заряд аниона будет -1, если 2 водорода, то -2 и т.д.).
Амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются, поэтому реагировать с основными оксидами фактически не могут.
4. Взаимодействие оксидов металлов с восстановителями.
При оценке окислительно-восстановительной активности металлов и их ионов можно использовать электрохимический ряд напряжений металлов:
Восстановительные свойства (способность отдавать электроны) у простых веществ-металлов здесь увеличиваются справа налево, окислительные свойства ионов металлов — увеличиваются наоборот, слева направо. При этом некоторые ионы металлов в промежуточных степенях окисления могут проявлять также восстановительные свойства (например ион Fe 2+ можно окислить до иона Fe 3+ ).
Более подробно про окислительно-восстановительные реакции можно прочитать здесь.
Таким образом, ионы некоторых металлов — окислители (чем правее в ряду напряжений, тем сильнее). При взаимодействии с восстановителями металлы переходят в степень окисления 0.
4.1. Восстановление углем или угарным газом.
Углерод (уголь) восстанавливает из оксидов до простых веществ только металлы, расположенные в ряду активности после алюминия. Реакция протекает только при нагревании.
FeO + C = Fe + CO
Активные металлы, расположенные в ряду активности левее алюминия, активно взаимодействуют с углеродом, поэтому при взаимодействии их оксидов с углеродом образуются карбиды и угарный газ:
CaO + 3C = CaC2 + CO
Угарный газ также восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные после алюминия в электрохимическом ряду:
CuO + CO = Cu + CO2
4.2. Восстановление водородом .
Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Реакция с водородом протекает только в жестких условиях – под давлением и при нагревании.
CuO + H2 = Cu + H2O
4.3. Восстановление более активными металлами (в расплаве или растворе, в зависимости от металла)
При этом более активные металлы вытесняют менее активные. То есть добавляемый к оксиду металл должен быть расположен левее в ряду активности, чем металл из оксида. Реакции, как правило, протекают при нагревании.
Например , оксид цинка взаимодействует с алюминием:
3ZnO + 2Al = Al2O3 + 3Zn
но не взаимодействует с медью:
ZnO + Cu ≠
Восстановление металлов из оксидов с помощью других металлов — это очень распространенный процесс. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний. А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.
Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.
Например : алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:
3CuO + 2Al = Al2O3 + 3Cu
Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.
CuO + Mg = Cu + MgO
Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:
При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.
4.4. Восстановление аммиаком.
Аммиаком можно восстанавливать только оксиды неактивных металлов. Реакция протекает только при высокой температуре.
Например , аммиак восстанавливает оксид меди (II):
3CuO + 2NH3 = 3Cu + 3H2O + N2
5. Взаимодействие оксидов металлов с окислителями.
Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы могут повышать степень окисления, например Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ и др.) могут выступать в качестве восстановителей.
Например , оксид железа (II) можно окислить кислородом до оксида железа (III):
Читайте также: