Розчинення оксиду сірки (ІV) у воді. Успіхи сучасного природознавства Не розчиняється у воді оксид

Оксидаминазиваються складні речовини, до складу молекул яких входять атоми кисню в степні окислення – 2 та якогось іншого елемента.

можуть бути отримані при безпосередньому взаємодії кисню з іншим елементом, і непрямим шляхом (наприклад, при розкладанні солей, основ, кислот). У звичайних умовах оксиди бувають у твердому, рідкому та газоподібному стані, цей тип сполук дуже поширений у природі. Оксиди містяться в Земна кора. Іржа, пісок, вода, вуглекислий газ – це оксиди.

Вони бувають солеутворюючими та несолетворними.

Солеутворюючі оксиди- це такі оксиди, які в результаті хімічних реакційутворюють солі. Це оксиди металів та неметалів, які при взаємодії з водою утворюють відповідні кислоти, а при взаємодії з основами – відповідні кислі та нормальні солі. Наприклад,оксид міді (CuO) є оксидом солеутворюючим, тому що, наприклад, при взаємодії її з соляною кислотою (HCl) утворюється сіль:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В результаті хімічних реакцій можна отримувати інші солі:

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Несолетворними оксидаминазиваються такі оксиди, які утворюють солей. Прикладом можуть бути СО, N 2 O, NO.

Солеобразующие оксиди своєю чергою бувають 3-х типів: основними (від слова « заснування » ), кислотними та амфотерними.

Основними оксидаминазиваються такі оксиди металів, яким відповідають гідроксиди, що належать до класу основ. До основних оксидів відносяться, наприклад, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO і т.д.

Хімічні властивості основних оксидів

1. Розчинні у воді основні оксиди вступають у реакцію з водою, утворюючи підстави:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Взаємодіють із кислотними оксидами, утворюючи відповідні солі

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4 .

3. Реагують з кислотами, утворюючи сіль та воду:

CuO+H2SO4 → CuSO4+H2O.

4. Реагують з амфотерними оксидами:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2 .

Якщо у складі оксидів як другий елемент буде неметал або метал, що виявляє вищу валентність (зазвичай виявляють від IV до VII), то такі оксиди будуть кислотними. Кислотними оксидами (ангідридами кислот) називаються такі оксиди, яким відповідають гідроксиди, що належать до класу кислот. Це, наприклад, CO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , N 2 O 3 , Cl 2 O 5 , Mn 2 O 7 і т.д. Кислотні оксиди розчиняються у воді та лугах, утворюючи при цьому сіль та воду.

Хімічні властивості кислотних оксидів

1. Взаємодіють із водою, утворюючи кислоту:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 .

Не всі кислотні оксиди безпосередньо реагують із водою (SiO 2 та інших.).

2. Реагують із заснованими оксидами з утворенням солі:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Взаємодіють із лугами, утворюючи сіль та воду:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

В склад амфотерного оксидувходить елемент, який має амфотерні властивості. Під амфотерністю розуміють здатність сполук виявляти залежно від умов кислотні та основні властивості.Наприклад, оксид цинку ZnO може бути як основою, так і кислотою (Zn(OH) 2 і H 2 ZnO 2). Амфотерність виявляється у тому, що в залежності від умов амфотерні оксиди виявляють або основні або кислотні властивості.

Хімічні властивості амфотерних оксидів

1. Взаємодіють з кислотами, утворюючи сіль та воду:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Реагують з твердими лугами (при сплавленні), утворюючи в результаті реакції сіль – цинкат натрію та воду:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

При взаємодії оксиду цинку з розчином лугу (те ж NaOH) протікає інша реакція:

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

Координаційне число – характеристика, що визначає число найближчих частинок: атомів чи інів у молекулі чи кристалі . До кожного амфотерного металу характерно своє координаційне число. Для Be та Zn – це 4; Для Al - це 4 або 6; Для Cr – це 6 або (дуже рідко) 4;

Амфотерні оксиди зазвичай не розчиняються у воді і не реагують із нею.

Залишились питання? Хочете знати більше про оксиди?
Щоб отримати допомогу репетитора – зареєструйтесь.
Перший урок – безкоштовно!

сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.

Винахід відноситься до способів розчинення оксидів урану і може бути використане технології отримання матеріалів паливного циклу, зокрема для отримання збагаченого урану. Відповідно до способу порошок оксидів урану поміщають під шар води щодо висоти шару води і висоти шару оксидів урану не менше 1,3. Під шар оксидів урану подають азотну кислотуз витратою (0,30-0,36) т HNO 3 на 1 т урану на годину. Винахід дозволяє зменшити обсяг газів, що виходять з реактора-розчинника і підлягають очищенню перед скиданням в атмосферу, при зниженні вмісту діоксиду азоту. 1 з.п. ф-ли, 1 табл.

Винахід відноситься до способів розчинення оксидів урану і може бути використане технології отримання матеріалів паливного циклу, зокрема для отримання збагаченого урану. В якості вихідної сировини для збагачення урану можуть бути використані його оксиди у вигляді технічного закису - окису U 3 O 8 (2UО +UO 2), одержувані з природної сировини. У цьому перед операцією фторування уран необхідно доочистити від супутніх домішок, що у рудному концентраті, зокрема від домішок, що утворюють леткі фториди (молібден, кремній, залізо, ванадій та інших.). Крім того, необхідне очищення і від домішок, що потрапляють в уран у процесі переробки природних руд у закис – окис урану (окалину, кмітливість недопрокалу, графіт, вугілля тощо). Для очищення урану від домішок можна використовувати екстракційну технологію очищення азотнокислих розчинів урану із застосуванням трибутилфосфату. Перед екстракцією оксиди урану слід розчинити. Відомий спосіб розчинення оксидів урану в суміші концентрованої азотної та концентрованої соляної кислот (Уран та його сполуки. Галузевий стандарт СРСР ОСТ 95175-90, с. 5). Однак у зв'язку з великою корозією устаткування цей метод використовують лише лабораторному масштабі. Відомий спосіб розчинення закису-окису урану в азотній кислоті (В.М. Вдовенко. Сучасна радіохімія. - М., 1969, с.257) (прототип). Спосіб здійснюють за наступної реакції: 2U 3 Про 8 +14НNО 3 =6UO 2 (NO) 3) 2+7Н 2 Про+NO+NO 2 . В результаті реакції утворюються оксид і діоксид азоту, які надають шкідливий вплив на навколишнє середовищета людини. У зв'язку з цим виникає потреба у очищенні скидних газів від оксидів азоту. Діоксид азоту (NO 2) – газ бурого кольору, оксид азоту (NO) – безбарвний газ. Оксид азоту (NO) при контакті з киснем повітря окислюється до NO2. Діоксид азоту є основним компонентом у газових скиданнях, що підлягають очищенню. Якщо розчиняють сировину, що містить понад 80% оксиду чотиривалентного урану, то утворення оксидів азоту з розрахунку на одиницю сировини збільшується в порівнянні з розчиненням закису-окису урану, що містить приблизно 30% оксиду чотиривалентного урану. Процес розчинення такої сировини характеризується значним виділенням діоксиду азоту. В оксидній сировині вміст урану (IV) – 30%: В оксидній сировині вміст урану (IV) – 80%: При перемішуванні реакційної системи, яке використовують для покращення масообміну в системі, виділення оксидів азоту з реакційної суміші відбувається особливо бурхливо. Завданням винаходу є зменшення обсягу газів (оксидів азоту), що виходять з реактора-розчинника і підлягають очищенню перед скиданням в атмосферу, при зниженні вмісту діоксиду азоту. Поставлене завдання вирішують тим, що в способі розчинення оксидів урану, що включає їх взаємодію з азотною кислотою, порошок оксидів урану поміщають під шар води при відношенні висоти шару води і висоти шару оксидів урану не менше 1.3, і азотну кислоту подають під шар оксидів урану з витратою (0,3-0,36) т НNО 3 на 1 т урану на годину. Реакційну суміш зрошують водою у кількості, що дорівнює 10-20% водного шару. приклад. Порошок оксидів урану вміщують під шар води. Розчин кислоти подають під шар оксидів. Подачу розчину кислоти під шар оксидів урану здійснюють трубою, опущеною до дна реактора-розчинника. Проводять чотири серії дослідів. У першій серії змінюють відношення висоти шару води до висоти шару оксидів урану. У другій серії дослідів змінюють витрату НNО 3 в одиницю часу. У третій серії дослідів реакційну суміш перемішують шляхом подачі до неї стиснутого повітря. У четвертій серії дослідів над поверхнею водного шару розпорошують воду для створення в реакторі-розчиннику водяного туману. У досвіді першої 6 серії шар води над шаром оксидів урану відсутній. Досліди проводять без підігріву реакційної суміші. Результати дослідів представлені у таблиці. При подачі азотної кислоти під шар оксидів урану, що під водою, розчинення оксидів урану йде рівномірно по всьому об'єму. Діоксид азоту, що утворюється при розчиненні оксидів урану, проходячи через шар води, взаємодіє з останньою з утворенням азотної кислоти, яка, у свою чергу, взаємодіє з оксидами урану; витрата азотної кислоти (всього за досвід), що подається в реактор-розчинник, знижується. Як видно з таблиці, зменшення обсягу газів, що виходять з реактора-розчинника, при зниженні вмісту діоксиду азоту відбувається при відношенні висоти шару води до висоті шару оксидів урану, не менше 1,3 і витрати азотної кислоти в одиницю часу 0,30- 0,36 т НNО 3 / т U на годину (досліди 3-5 першої серії, 1, 2 другої серії). Зрошення простору над водним шаром водою сприяє додатковому вловлюванню діоксиду азоту та придушенню піноутворення (досліди 1, 2 четвертої серії). Відсутність водного шару над оксидами урану в процесі розчинення (досвід 6 першої серії) або недостатня його висота (відношення висоти шару води до висоти шару оксидів урану менше 1, 3, досліди 1, 2 першої серії) призводять до збільшення газовиділення з реактора-розчинника, при цьому газ має буре забарвлення, властиве діоксид азоту. Збільшення витрати азотної кислоти в одиницю часу (більше 0,36 т НNО 3 / т U на годину) також призводить до сильного газовиділення, газ містить значну кількість діоксиду азоту бурого кольору (досліди 3, 4 другої серії). Перемішування реакційної суміші повітрям збільшує загальну витрату азотної кислоти та веде до сильного газовиділення (досліди 1, 2 третьої серії). Відношення висоти шару води до висоти шару порошку, що дорівнює 1,30-1,36, є оптимальним з точки зору отримання розчину, придатного концентрації для подальшої операції в технології матеріалів паливного циклу - екстракції.

формула винаходу

1. Спосіб розчинення оксидів урану, що включає їх взаємодію з азотною кислотою, що відрізняється тим, що порошок оксидів урану поміщають під шар води при відношенні висоти шару води та висоти шару оксидів урану не менше 1,3 і азотну кислоту подають під шар оксидів урану з витратою (0,300,36) т НNО 3 на 1 т урану на годину. 2. Спосіб за п. 1, який відрізняється тим, що реакційну суміш зрошують водою в кількості, що дорівнює 10-20% водного шару.

Сірка та її сполуки.

Обладнання, реактиви:

Сірка (дрібні шматочки), сірка (порошок), залізо відновлене, сульфіт натрію сухий, концентрована сірчана кислота, мідь, гідроксид натрію, фенолфталеїн, фуксин, цукор, перманганат калію кристалічний, спирт, оксид міді (II)

Пробірки великих - 5 шт, маленьких - 6 шт, штатив під пробірки, штатив збірний, ступка та маточка, маленький тигель, маленька колба з газовідвідною трубкою та крапельною лійкою, склянка маленька, скляні палички для перемішування, колби, вата, порцелянові чашки, плитка електричний.

Сірка та її властивості

Особливості плавлення сірки.

У пробірку на 1/3 її обсягу кладуть дрібні шматочки сірки (сірчаний колір цих цілей менш придатний, оскільки за його плавленні спостерігається сильне спінювання). Пробірку із сіркою нагрівають до розплавлення сірки (119 "С). При подальшому нагріванні сірка темніє і починає загусати (максимальне загусання при 200"С). У цей момент пробірку на мить перекидають отвором униз, і сірка не виллється. Ще при більш сильному нагріванні сірка знову розріджується, а при 445°С кипить. Сірку, що кипить, виливають у склянку або кристалізатор з водою, роблячи при цьому пробіркою круговий рух. У воді застигає пластична сірка. Якщо вийняти її з води (за допомогою скляної палички) , то вона розтягується подібно до гуми.

Реакція сполуки сірки та заліза.

а) Досвід проводять у пробірці. Спочатку готують суміш речовин у співвідношенні 7: 4

(Аr(Fe): Ar(S) = 56: 32). Наприклад, достатньо взяти 3,5 г заліза та 2 г сірки. В отриманій суміші помітні окремі частинки сірки, заліза та колір цих речовин. Якщо трохи суміші кинути в склянку з водою, то сірка виринає (не змочується водою), а залізо тоне (змочується водою).

Суміш можна поділити магнітом. Для цього до суміші на склі або скляній пластині, покритій папером, підносять магніт, який притягує залізо, сірка залишається на часовому

скло. Суміш переносять у пробірку, яку закріплюють у лапці штатива злегка похило та нагрівають. Достатньо добитися початку реакції (розжарення дочервона) в одному місці суміші - і реакція триває сама собою (процес екзотермічний). Для отримання отриманого сульфіду заліза розбивають пробірку. Отже, із двох речовин, якщо вони були взяті в кількостях, відповідних розрахунках, вийшла одна речовина, що має властивості, що відрізняються від властивостей вихідних речовин.

Можливі неполадки під час проведення досвіду

1. Для досвіду треба брати лише відновлене залізо. При використанні звичайної тирси реакція не йде, тому що кожна крупинка їх покрита найтоншою плівкою оксидів заліза, яка

заважає зіткненню заліза з сіркою.

2. Реакція не піде або спостерігатимуться лише окремі спалахи, якщо суміш погано перемішана і немає достатнього контакту сірки із залізом.

3. Реакція не піде, якщо крупинки заліза дуже великі, отже, поверхня зіткнення його із сіркою мала.

Оксид сірки (IV) та сірчиста кислота.

Одержання оксиду сірки (ІV).

а) Колбу з твердим сульфітом натрію закривають пробкою з крапельною лійкою. При приливанні концентрованої сірчаної кислоти (кислоту треба приливати краплями. Коли спостерігається

сильне виділення газу, то приливання кислоти припиняють) виділяється оксид сірки (IV). Реакція відбувається без нагрівання.

б) До міді (стружки, тирсу або дріт) доливають концентровану сірчану кислоту та нагрівають. Збирають оксид сірки (IV) витіснення повітря.

Розчинення оксиду сірки (ІV) у воді.

Поставити циліндр отвором вгору та заповнити його оксидом сірки (IV). Повноту заповнення контролюють як і з вуглекислим газомпалаючою лучиною. Циліндр закривають скляною

пластиною та отвором вниз опускають у кристалізатор з водою. При похитуванні циліндра вода поступово заходить у нього. Розчинність оксиду сірки (IV) у воді дуже велика і за кімнатних умов дорівнює в середньому 40 об'ємів газу на 1 об'єм води, що становить приблизно 10% маси. Велика розчинність завжди дозволяє учням робити висновок, що в такому випадку між газом, що розчиняється, і розчинником відбувається хімічна

реакція.

Хімічні властивості сірчистої кислоти.

У склянку наливають 100-150 мл води і пропускають протягом декількох хвилин оксид сірки (IV) так, щоб розчин мав сильний запах. Таку склянку закривають корком.

а) 1/3 обсягу пробірки заповнюють водою, підфарбованою фуксином. Додають до підфарбованої води сірчисту кислоту і розчин розмішують. Сірчиста кислота дає безбарвний розчин з органічними барвниками. Розгрівають розчин до кипіння. Забарвлення фуксину знову відновлюється. Чому?

Сірчана кислота

Обвуглювання лучини.

При опусканні скіпки в концентровану сірчану кислоту спостерігається її обвуглювання, виділяється вільний вуглець. Після ополіскування у воді лучину демонструють учням, які роблять висновок, що сірчана кислота здатна віднімати водень та кисень від складних речовин, що пояснює деякі правила роботи з нею.

§ 1 Оксид та його ознаки

При вивченні хімічних властивостейкисню ми познайомилися з реакціями окислення та оксидами. До оксидів, наприклад, належать речовини, що мають такі формули: Na2O, CuO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Mn2O7.

Отже, всі оксиди за складом характеризуються трьома загальними ознаками: будь-який оксид є складною речовиною, складається з двох атомів хімічних елементів, один з елементів - кисень.

Всі ці ознаки можуть бути виражені загальною формулоюЕхОу, в якій Е - атоми хімічного елемента, що утворив оксид, Про - атоми кисню; х, у - індекси, що вказують на число атомів елементів, що утворюють оксид.

Оксидів багато. Майже всі звичайні речовини при окисленні утворюють оксиди. Атоми багатьох елементів, виявляючи різні значеннявалентності, що беруть участь в утворенні декількох оксидів, наприклад, азоту відповідає п'ять оксидів: оксид азоту (I) N2O, оксид азоту (II) NO, оксид азоту (III) N2O3, оксид азоту (IV) NO2, оксид азоту (V) N2O5.

§ 2 Властивості оксидів та їх класифікація

Познайомимося із властивостями деяких оксидів.

Оксид вуглецю (IV) - безбарвний газ без запаху, зі злегка кислуватим смаком, що перетворюється на тверду білу снігоподібну речовину, минаючи рідкий стан при - 780С, розчинний у воді.

Оксид водню - вода, при нормальних умовах- Безбарвна рідина, температура кипіння якої 1000С.

Оксид кальцію – біла тверда речовина, температура плавлення якої 26270С, при змішуванні з водою активно з нею взаємодіє.

Оксид заліза (III) – червоно-коричнева тверда речовина, яка плавиться при 15620С, у воді не розчиняється.

Пропустимо оксид вуглецю (IV) через воду і додамо до отриманого розчину кілька крапель лакмусу. Лакмус змінить забарвлення із синього на червоний, отже, при взаємодії оксиду вуглецю (IV) з водою утворюється кислота. Рівняння реакції виглядає так: СО2 + Н2О → Н2СО3. В результаті реакції утворилася вугільна кислота. Подібним чином з утворенням кислот, з водою взаємодіють оксиди інших неметалів. Тому оксиди неметалів називають кислотними. До кислотних відносять оксиди металів, що виявляють валентність більше IV, наприклад, оксид ванадію (V) V2O5, оксид хрому (VI) CrO3, оксид марганцю (VII) Mn2O7.

Помістимо трохи білого порошку оксиду кальцію в пробірку з водою і додамо до отриманого трохи каламутного розчину кілька крапель фенолфталеїну. Фенолфталеїн змінює забарвлення з безбарвним на малинове, що говорить про появу в пробірці основи. СаО + Н2О → Са(ОН)2. В результаті реакції утворилася основа – гідроксид кальцію. Оксиди металів, валентність яких трохи більше III, називаються основними.

Метали, що виявляють валентність III та IV, а іноді й II, утворюють амфотерні оксиди. Ці оксиди відрізняються від інших особливостей хімічних властивостей. Докладніше ми познайомимося з ними пізніше, а поки що зосередимо свою увагу на кислотних та основних оксидах.

§ 3 Розчинення оксидів у воді

Багато кислот і основ можна отримати шляхом розчинення відповідних оксидів у воді.

Розчинення оксидів у воді - хімічний процес, що супроводжується утворенням нових хімічних сполук- кислот та основ.

Наприклад, при розчиненні оксиду сірки (VI) у воді утворюється сірчана кислота: SO3 + H2O → H2SO4. А при розчиненні оксиду фосфору (V) утворюється фосфорна кислота: Р2О5 + 3Н2О → 2Н3РО4. При розчиненні оксиду натрію утворюється основа - гідроксид натрію: Na2O + H2O → 2NaOH, при розчиненні оксиду барію - гідроксид барію: ОО + H2O → Va(OH)2.

Назви груп оксидів відбивають їх зв'язок з іншими класами неорганічних сполук: Більшість кислотних оксидів відповідають кислоти, практично всім основним оксидам - ​​основи.

Однак не всі оксиди розчиняються. Так, більшість основних оксидів нерозчинні, і винятком з них є лише оксиди, утворені елементами головних підгруп першої та другої груп. періодичної системиелементів.

Більшість же кислотних оксидів, навпаки, розчиняються у воді. Тут винятком є, наприклад, оксид кремнію (IV) SiO2. Ця речовина всім добре знайома. Оксид кремнію складає основу річкового піску та багатьох мінералів, у тому числі рідкісних та дуже красивих: гірського кришталю, аметиста, цитрину, яшми. Багато кислотних оксидів, утворених металами, малорозчинні або нерозчинні.

Якщо оксиди не розчиняються у воді, то відповідні їм кислоти та основи одержують іншими способами (непрямим шляхом), з якими ми познайомимося пізніше.

Список використаної литературы:

1. Н.Є. Кузнєцова. Хімія. 8 клас. Підручник для загальноосвітніх установ. - М. Вентана-Граф, 2012.

Несолетворні (байдужі, індиферентні) оксиди СО, SiO, N 2 0, NO.

Солеутворюючі оксиди:

Основні. Оксиди, гідрати яких є основами. Оксиди металів зі ступенями окиснення +1 і +2 (рідше +3). Приклади: Na 2 O – оксид натрію, СаО – оксид кальцію, CuO – оксид міді (II), СоО – оксид кобальту (II), Bi 2 O 3 – оксид вісмуту (III), Mn 2 O 3 – оксид марганцю (III) ).

Амфотерні. Оксиди, гідрати яких є амфотерними гідроксидами. Оксиди металів зі ступенями окиснення +3 і +4 (рідше +2). Приклади: Аl 2 O 3 – оксид алюмінію, Cr 2 O 3 – оксид хрому (III), SnO 2 – оксид олова (IV), МnO 2 – оксид марганцю (IV), ZnO – оксид цинку, ВеО – оксид берилію.

Кислотні. Оксиди, гідрати яких є кисневмісними кислотами. Оксиди неметалів. Приклади: Р 2 Про 3 - оксид фосфору (III), СО 2 - оксид вуглецю (IV), N 2 O 5 - оксид азоту (V), SO 3 - оксид сірки (VI), Cl 2 O 7 - оксид хлору ( VII). Оксиди металів зі ступенями окиснення +5, +6 та +7. Приклади: Sb 2 O 5 – оксид сурми (V). СrОз - оксид хрому (VI), МnОз - оксид марганцю (VI), Мn 2 O 7 - оксид марганцю (VII).

Зміна характеру оксидів зі збільшенням ступеня окиснення металу

Фізичні властивості

Оксиди бувають тверді, рідкі та газоподібні, різного кольору. Наприклад: оксид міді (II) CuO чорного кольору, оксид кальцію СаО білого кольору – тверді речовини. Оксид сірки (VI) SO 3 - безбарвна летюча рідина, а оксид вуглецю (IV) СО 2 - безбарвний газ за звичайних умов.

Агрегатний стан

CaO, СуO, Li 2 O та ін основні оксиди; ZnO, Аl 2 O 3 , Сr 2 O 3 та ін амфотерні оксиди; SiO 2 Р 2 O 5 СrO 3 та ін кислотні оксиди.

SO 3 , Cl 2 O 7 , Мn 2 O 7 та ін.

Газоподібні:

CO 2 , SO 2 , N 2 O, NO, NO 2 та ін.

Розчинність у воді

Розчинні:

а) основні оксиди лужних та лужноземельних металів;

б) практично всі кислотні оксиди (виняток: SiO 2).

Нерозчинні:

а) всі інші основні оксиди;

б) усі амфотерні оксиди

Хімічні властивості

1. Кислотно-основні властивості

Загальними властивостями основних, кислотних та амфотерних оксидів є кислотно-основні взаємодії, що ілюструються наступною схемою:

(тільки для оксидів лужних та лужноземельних металів) (крім SiO 2).

Амфотерні оксиди, володіючи властивостями і основних і кислотних оксидів, взаємодіють з сильними кислотамита лугами:

2. Окисно-відновні властивості

Якщо елемент має змінну ступінь окислення (с. о.), його оксиди з низькими с. о. можуть виявляти відновлювальні властивості, а оксиди з високими с. о. - Окислювальні.

Приклади реакцій, у яких оксиди виступають у ролі відновників:

Окислення оксидів із низькими с. о. до оксидів із високими с. о. елементів.

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3

2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2

Оксид вуглецю (II) відновлює метали з їх оксидів та водень із води.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2

Приклади реакцій, у яких оксиди виступають у ролі окислювачів:

Відновлення оксидів з високими о. елементів до оксидів із низькими с. о. або до найпростіших речовин.

C +4 O 2 + C = 2C +2 O

2S +6 O 3 + H 2 S = 4S +4 O 2 + H 2 O

C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Використання оксидів малоактивних металів для окислення органічних речовин.

Деякі оксиди, в яких елемент має проміжну с. о., здатні до диспропорціювання;

наприклад:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Способи отримання

1. Взаємодія простих речовин - металів та неметалів - з киснем:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Cu + O 2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Дегідратація нерозчинних основ, амфотерних гідроксидів та деяких кислот:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Розкладання деяких солей:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Окислення складних речовин киснем:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

5.Відновлення кислот-окислювачів металами та неметалами:

Cu + H 2 SO 4 (кінець) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (кінець) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

2HNO 3 (розб) + S = H 2 SO 4 + 2NO

6. Взаємоперетворення оксидів у ході окисно-відновних реакцій (див. окисно-відновні властивості оксидів).