Подготовка к ОГЭ по химии 2021: 9(Б) Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ

1. Основной оксид + кислота (образуется соль + вода)

Кислоты должны существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)

Li2O + 2HCl= 2LiCl+ H2O,

NiO + H2SO4 = NiSO4 + H2O

2. Основный оксид + вода (образуется щелочь)

В реакцию вступают только 8 оксидов: IA группа, СаО, SrO, ВаО)

Оксид реагирует с водой только если в результате образуется растворимый гидроксид (щелочь).

Li2O + H2O = 2LiOH

BaO + H2O = Ba(OH)2

3. Основный оксид + кислотный оксид (образуется соль)

Соль должна быть устойчива.

BaO + CO2 = BaCO3,

FeO + SO3 = FeSO4,

CuO + N2O5 = Cu(NO3) 2

СаО + SO2 = CaSO3

4. Реакции оснóвных оксидов с восстановителями.

Многие оснóвные оксиды могут быть восстановлены до металла более активным металлом или неметаллом-восстановителем

В качестве восстановителей используют: СО, С, водород, алюминий, магний.

С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.

FeO + H2 = Fe + H2O (при нагревании)

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

5. Окисление до более высоких степеней окисления.

Осуществима, если металл может иметь несколько оксидов с разными степенями окисления.

4FeO + O2 = 2Fe2O3

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ

К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов и некоторые оксиды металлов групп Б, если металлы в этих оксидах находятся в высших степенях окисления (+4,+5,+6,+7) , например, CrO3, Mn2O7.

газы: СО2, N2O3, SO2, SeO2),

жидкости : Mn2O7

твердые вещества : B2O3, SiO2, N2O5, P4O6, P4O10, I2O5, CrO3).

1. Кислотный оксид + вода → кислота

Оксид реагирует с водой, если в результате образуется растворимый гидроксид.

Не реагирует с водой SiO2.

N2O3 + H2O = 2HNO2

SO2 + H2O = H2SO3

N2O5 + H2O = 2HNO3

SO3 + H2O = H2SO4

2. Кислотный оксид + основный оксид→ соль

Соль должна быть устойчива.

CO2 + CaO = CaCO3

P2O5 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2 (при нагревании)

N2O5 + ZnO = Zn(NO3)2

3. Кислотный оксид + основание (щелочь) → соль + вода

Реакция возможна только со щелочами.

SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) реагирует и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.

CO2 + Ca(OH) 2 = CaCO3 + H2O

SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O (при нагревании),

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O,

N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + H2O.

4. Кислотный оксид + соль более летучей кислоты → соль + летучий оксид

Твёрдые, нелетучие оксиды (SiO2,P2O5) вытесняют из солей летучие.

SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2

(при нагревании)

4. Окисление оксидов до более высокой степени окисления:

Для элементов, которые образуют несколько оксидов с разной степенью окисления

а) кислородом:

2СО + О2 = 2СО2

2SO2 + O2 ⇆ 2SO3

б) озоном:

NO + O3 = NO2 + O2

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ

К амфотерным оксидам относят ZnO, Al2O3, BeO, PbO, Fe2O3, Cr2O3 и некоторые другие оксиды.

Амфотерные оксиды обладают свойствами и оснóвных, и кислотных оксидов.

ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА

1. Оксид + кислота → соль + вода

Только с сильными кислотами

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

Al2O3 + HNO3 = Al(NO3)3 +H2O

2. Кислотный оксид + амфотерный оксид→ соль

Соль должна быть устойчива

ZnO+ SiO2 = ZnSiO3

КИСЛОТНЫЕ СВОЙСТВА

1. При сплавлении с оксидами металлов образует соли, в которых амфотерный металл образует кислотный остаток :

ZnO + Na₂O = Na₂ZnO2.

2. Амфотерный оксид + раствор щелочи → раствор гидроксокомплекса

Al2O3 + KOH +H2O = K[Al(OH)4]

ZnO + NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4]

3. Амфотерный оксид + расплав щелочи → соль + вода

Реагируют с расплавами щелочей – образуя соли, при этом проявляют свойства кислотных оксидов.

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O (при нагревании)

ZnO + 2KOH =K2ZnO2 + H2O (при нагревании)

Вещества, образуемые катионами амфотерных металлов в щелочной среде

4. Амфотерный оксид + карбонаты щелочных металлов → соль + газ

При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.

Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2(при нагревании)

ZnO + Na2CO3 = Na2ZnO2+ CO2(при нагревании)

5. Взаимодействие с сильными восстановителями:

ZnO + C = Zn + CO;

ZnO + CO = Zn + CO2;

ZnO + H2 = Zn + H2O

Fe2O3 + H2 = 2FeO + H2O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ МЕТАЛЛОВ

ОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ II ГРУППЫ А - ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ:

MgO (жженная магнезия), CaO (негашёная известь, жжёная известь, кипелка. Порошок белого цвета), SrO. ВaО

Негашенная известь при спекании с углеродом дает карбид кальция
СаО + 3С = СаС2 + СО↑

III ГРУППА А ОКСИД АЛЮМИНИЯ А12О3 - АМФОТЕРНЫЙ

с преобладание основных свойств

Al2O3 - очень твердый белого цвета(корунд), тугоплавкий - 2050⁰С.

Реагирует с солями летучих кислотс образованием алюминатов и газообразного вещества.

А12O3 + Na2CO₃ (тв) = 2NaA1O2 + СO2↑

I ГРУППА Б

ОКСИДЫ МЕДИ.

ОКСИД МЕДИ (I) твердое вещество красного цвета, нерастворимые в воде, имеют основный характер.

1. Взаимодействует с разбавленной серной кислотой с образование меди, сульфата меди (II), воды.

Cu2O + H2SO4 = Cu + CuSO4 + H2O

2. Взаимодействует с водным растворoм аммиака с образованием гидроксида диамин меди.

Cu2O + 4NH3 + H2O = 2[Cu(NH3)2OH]

ОКСИД МЕДИ (II) твердое вещество черного цвета, нерастворимые в воде, имеют амфотерный характер.

Взаимодействует с растворами щелочей

CuO + NaOH + H2O = Na2[Cu(OН)4] (тетрагидроксокупрат)

Восстанавливается при нагревании водородом, углеродом, угарным газом, аммиаком и более активными металлами

→ медь + соответствующий оксид или неметалл.

ЗСuО + 2NH3 = ЗСu + N2↑ + 3H2О

II ГРУППА Б

ОКСИД ЦИНКА.

ОКСИД ЦИНКА (II) твердое вещество белого цвета, нерастворимые в воде, имеют амфотерный характер.

Взаимодействует с растворами щелочей

ZnO + NaOH + H2O = Na2[Zn(OН)4] (тетрагидроксоцинкат)

VIII ГРУППА Б

ОКСИДЫ ЖЕЛЕЗА

ОКСИД ЖЕЛЕЗА (II). ОСНОВНЫЙ

порошок черного цвета, нерастворимый в воде.

обладают восстановительными свойствами, соединения железа со степенью окисления железа +2 малоустойчивы они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5H2O

Fe₂O₃ - ОКСИД ЖЕЛЕЗА (III) АМФОТЕРНЫЙ

Твердое вещество бурого цвета, нерастворимое в воде

Оксид образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

или при прокаливании солей железа:

2FeSO₄ →Fe₂O₃ + SO₂↑ + SO₃↑

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ НЕМЕТАЛЛОВ

IV группа А ОКСИДЫ УГЛЕРОДА.

CO - НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЙ

Угарный газ – бесцветный, без запаха, плохо растворим в воде, токсичен, ядовит

Молекула оксида углерода (II) имеет линейное строение. Между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь, за счѐт дополнительной донорно-акцепторной связи.

CO2 -КИСЛОТНЫЙ

Углекислый газ – без цвета, без запаха, при сжижении образует «сухой лед»

Качественной реакцией для обнаружения углекислого газа является помутнение известковой воды:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.

ОКСИД КРЕМНИЯ (IV) SIO2 – КИСЛОТНЫЙ оксид.

В природе – речной песок, кварц, кремнезем. Оксид без цвета, без запаха, единственный из кислотных нерастворимый

в воде.

Имеет атомную кристаллическую решетку.

1) Из кислот реагирует только с плавиковой или с газообразным фтороводородом:

SiO2 + 6HF(г) = SiF4 + H2O
SiO2 + 6HF(р-р)= H2[SiF6] + 2H2O

2) При температуре выше 1000 °С реагирует с активными металлами, при этом\nобразуется кремний:

SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO
или при избытке восстановителя – силициды:
SiO2 + 4Mg = Mg2Si + 2MgO.

3) Взаимодействие с неметаллами.

с водородом: SiO2 + 2Н2 = Si + 2Н2O,
с углеродом: SiO2 + 3С = SiС + 2СO.

V ГРУППА А ОКСИДЫ АЗОТА

N₂O ОКСИД АЗОТА (I) ЗАКИСЬ АЗОТА, "веселящий газ“ НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЙ

Бесцветный газ, со слабым сладковатым запахом, хорошо растворим в воде.

Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

2N2O = 2N2+ O2

2. Окислитель, поддерживает горение, как кислород.

С водородом: N2O + H2 = N2 + Н2O,

с углеродом: N2O + C = N2 + CO

с фосфором: 5N2O + 2Р = 5N2 + Р2O5

NO ОКСИД АЗОТА (II) ОКИСЬ АЗОТА НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЙ

бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде.

Легко окисляется кислородом и галогенами

2NO + O2 = 2NO2

Может быть окислителем, переходя в простое вещество азот: в нѐм могут гореть водород, углерод и т.п.

2NO + 2H2 =N2 + 2H2O

NO2 ОКСИД АЗОТА (IV), ДИОКСИД АЗОТА, «ЛИСИЙ ХВОСТ» КИСЛОТНЫЙ

бурый газ, специфический запах, токсичен, взаимодействует с водой - (даѐт 2 кислоты)

1. Кислотный оксид, образует с водой сразу две кислоты: азотную и азотистую:

2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3

2) со щелочами:

2NO2 +2NaOH =NaNO2+NaNO3 +H2O

2. Окислитель:

NO2 + SO2 = SO3 + NO

2NO2 + 2С = 2СO2 + N2

5NO2 + 2Р = Р2O5 + 5NO

N2O5 ОКСИД АЗОТА (V) АЗОТНЫЙ АНГИДРИД КИСЛОТНЫЙ

кристаллическое вещество, легко плавится (40°С)

1. Сильный окислитель:

2N2O5 + S = SO2 +4NO2

2. Легко разлагается (при нагревании – со взрывом):

2N2O5 = 4NO2 + O2

P2O5 (ОКСИД ФОСФОРА (V) ФОСФОРНЫЙ АНГИДРИД). КИСЛОТНЫЙ

Белые кристаллы. В парах состоит из молекул P4H10, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Реакция с водой – в зависимости от количества воды – образуются разные кислоты

P2O5 + H2O = 2HPO3 (метафосфорная кислота)

P2O5 +3H2O = 2H3PO4 (ортофосфорная кислота)

VI ГРУППА А ОКСИДЫ СЕРЫ

SO2 (СЕРНИСТЫЙ АНГИДРИД; СЕРНИСТЫЙ ГАЗ) КИСЛОТНЫЙ

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Обладает восстановительными и окислительными свойствами

SO3 (СЕРНЫЙ АНГИДРИД; СЕРНЫЙ ГАЗ) КИСЛОТНЫЙ

Бесцветная жидкость с резким запахом, хорошо растворима в воде. Обладает сильными окислительными свойствами

Взаимодействует с концентрированной серной кислотой, образуя олеум.

VII ГРУППА А ОКСИДЫ ГАЛОГЕНОВ

ФТОРИД КИСЛОРОДА ОF2

Кислород проявляет положительную степень окисления. Бесцветный газ, плохо растворимый в воде, распадается на кислород и фтор.

Фтор не образует кислородных кислот, так как не проявляет положительных степеней окисления.

10(Б) Тесты ФИПИ 2015 Свойства оксидов блок 1

10(Б) Тесты ФИПИ 2015 Свойства оксидов блок 2

Из-за блокировщика рекламы некоторые функции на сайте могут работать некорректно! Пожалуйста, отключите блокировщик рекламы на этом сайте.