Propiedades químicas de los óxidos básicos. Propiedades químicas de las principales clases de compuestos inorgánicos. Óxidos que no forman sales y sus propiedades químicas
Los óxidos son compuestos binarios de un elemento con oxígeno en estado de oxidación (-2). Los óxidos son compuestos característicos de elementos químicos ... No es casualidad que D.I. Mendeleev, al compilar la tabla periódica, se guió por la estequiometría del óxido superior y elementos combinados con la misma fórmula de óxido superior en un grupo. El óxido superior es un óxido en el que el elemento se ha unido al máximo número posible de átomos de oxígeno. En el óxido superior, el elemento se encuentra en su estado de oxidación máximo (más alto). Así, los óxidos superiores de los elementos del Grupo VI, tanto los no metales S, Se, Te, como los metales Cr, Mo, W, se describen mediante la misma fórmula EO 3. Todos los elementos del grupo muestran la mayor similitud precisamente en el estado de oxidación más alto. Entonces, por ejemplo, todos los óxidos superiores de los elementos del Grupo VI son ácidos.
Óxidos- Estos son los compuestos más comunes en tecnología metalúrgica..
Muchos metales se encuentran en la corteza terrestre en forma de óxidos.. A partir de óxidos naturales, metales tan importantes como Fe, Mn, Sn, Cr.
La tabla enumera ejemplos de óxidos naturales utilizados para producir metales.
| Me | Óxido | Mineral |
| Fe | Fe 2 O 3 y Fe 3 O 4 | Hematita y magnetita |
| Minnesota | MnO 2 | pirolusita |
| Cr | FeO . Cr 2 O 3 | cromita |
| Ti | TiO 2 y FeO . TiO 2 | Rutilo e ilmenita |
| Sn | SnO 2 | Casiterita |
2ZnS + 3O 2 = 2 ZnO + 2SO 2
Los hidróxidos y carbonatos naturales sufren una descomposición térmica que da como resultado la formación de un óxido.
2MeOOH = Me 2 O 3 + H 2 O
MeCO 3 = MeO + CO 2
Además, dado que los metales, al estar en ambiente, son oxidados por el oxígeno atmosférico, ya altas temperaturas características de muchas industrias metalúrgicas, aumenta la oxidación de los metales, se requiere conocimiento de las propiedades de los óxidos obtenidos.
Las razones dadas anteriormente explican por qué se presta especial atención a los óxidos cuando se habla de la química de los metales.
Entre los elementos químicos de los metales hay 85 y muchos metales tienen más de un óxido, por lo que la clase de óxidos incluye una gran cantidad de compuestos, y esta multiplicidad hace que una visión general de sus propiedades sea una tarea difícil. No obstante, intentará identificar:
- propiedades generales inherentes a todos los óxidos metálicos,
- patrones en cambios en sus propiedades,
- identificar Propiedades químicasóxidos más utilizados en metalurgia,
- algunos de los importantes características físicasóxidos metálicos.
Óxidos los metales difieren en la relación estequiométrica de átomos de metal y oxígeno... Estas relaciones estequiométricas determinan el estado de oxidación del metal en el óxido.
La tabla muestra las fórmulas estequiométricas de los óxidos metálicos en función del estado de oxidación del metal e indica qué metales son capaces de formar óxidos de un tipo estequiométrico determinado.
Además de tales óxidos, que en general se pueden describir por la fórmula MeO X / 2, donde X es el estado de oxidación del metal, también existen óxidos que contienen el metal en diferentes estados de oxidación, por ejemplo, Fe 3 O 4, así como los llamados óxidos mixtos, p. ej., FeO . Cr 2 O 3.
No todos los óxidos metálicos tienen una composición constante, se conocen óxidos de composición variable, por ejemplo, TiOx, donde x = 0,88 - 1,20; FeOx, donde x = 1.04 - 1.12, etc.
Los óxidos de s-metal tienen solo un óxido cada uno. Los metales de los bloques p y d, por regla general, tienen varios óxidos, con la excepción de los elementos Al, Ga, In y d de 3 y 12 grupos.
Los óxidos como MeO y Me 2 O 3 forman casi todos los metales d del cuarto período. La mayoría de los d-metales de los períodos 5 y 6 se caracterizan por óxidos en los que el metal se encuentra en estados de alta oxidación³ 4... Los óxidos del tipo MeO forman solo Cd, Hg y Pd; tipo Me 2 O 3, además de Y y La, forman Au, Rh; la plata y el oro forman óxidos del tipo Me 2 O.
Tipos estequiométricos de óxidos metálicos
| Estado de oxidación | Tipo de óxido | Metales formadores de óxidos |
| +1 | Yo 2 O | Metales de 1 y 11 grupos |
| +2 | MeO | TodoD- metales de 4 periodos(excepto Sc), todos los metales de 2 y 12 grupos así como Sn, Pb; Cd, Hg y Pd |
| +3 | Yo 2 O 3 | Casi todosD- metales de 4 periodos(excepto Cu y Zn), todos los metales de 3 y 13 grupos, Au, Rh |
| +4 | MeO 2 | Metales de 4 y 14 grupos y muchos otros d-metales: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, Pt |
| +5 | Yo 2 O 5 | Rieles5 y 15 grupos |
| +6 | MeO 3 | Rieles6 grupo |
| +7 | Yo 2 O 7 | Rieles7 grupo |
| +8 | MeO 4 | Os y Ru |
Estructura de óxidos
La gran mayoría de óxidos metálicos en condiciones normales.- se trata de sustancias sólidas cristalinas. Una excepción es el óxido ácido Mn 2 O 7 (este es un líquido verde oscuro). Muy pocos cristales de óxidos metálicos ácidos tienen estructura molecular, estos son óxidos ácidos con un metal en un estado de oxidación muy alto: RuO 4, OsO4, Mn 2 O 7, Tc 2 O 7, Re 2 O 7.
En su forma más general, la estructura de muchos óxidos metálicos cristalinos se puede representar como una disposición tridimensional regular de átomos de oxígeno en el espacio; los átomos de metal se encuentran en los vacíos entre los átomos de oxígeno. Dado que el oxígeno es un elemento muy electronegativo, extrae algunos de los electrones de valencia del átomo de metal, convirtiéndolo en un catión, y el oxígeno mismo adquiere una forma aniónica y aumenta de tamaño debido a la unión de electrones extraños. Los aniones de oxígeno grandes forman una red cristalina y los cationes metálicos se encuentran en los huecos entre ellos. Solo en los óxidos metálicos que se encuentran en un estado de oxidación bajo y difieren en un pequeño valor de electronegatividad, el enlace en los óxidos puede considerarse iónico. Los óxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos son prácticamente iónicos. En la mayoría de los óxidos metálicos enlace químico resulta ser intermedio entre iónico y covalente... Con un aumento en el estado de oxidación del metal, aumenta la contribución del componente covalente.
Estructuras cristalinas de óxidos metálicos
Números de coordinación de metales en óxidos
El metal en óxidos se caracteriza no solo por el estado de oxidación, sino también por el número de coordinación, indicando cuántos átomos de oxígeno coordina.
El número de coordinación 6 es muy común en los óxidos metálicos, en cuyo caso el catión metálico se encuentra en el centro de un octaedro formado por seis átomos de oxígeno. Los octaedros se empaquetan en la red cristalina de tal manera que se mantiene la relación estequiométrica de átomos de metal y oxígeno. Entonces, en la red cristalina del óxido de calcio, el número de coordinación del calcio es 6. Los octaedros de oxígeno con el catión Ca 2+ en el centro están tan unidos entre sí que cada oxígeno está rodeado por seis átomos de calcio, es decir, el oxígeno pertenece simultáneamente a 6 átomos de calcio. Dicen que tal cristal tiene coordinación (6, 6). El primero es el número de coordinación del catión y el segundo es el anión. Por lo tanto, la fórmula para el óxido de CaO debe escribirse
CaO 6/6 ≡ CaO.
En el óxido de TiO2, el metal también se encuentra en un entorno octaédrico de átomos de oxígeno, algunos de los átomos de oxígeno están conectados por bordes opuestos y otros por vértices. En el cristal de rutilo TiO2, la coordinación (6, 3) significa que el oxígeno pertenece a tres átomos de titanio. Los átomos de titanio forman un paralelepípedo rectangular en la red cristalina de rutilo.
Las estructuras cristalinas de los óxidos son bastante diversas. Los metales se pueden encontrar no solo en un entorno octaédrico de átomos de oxígeno, sino también en un entorno tetraédrico, por ejemplo, en el óxido BeO ≡ BeO 4 | 4. En el óxido de PbO, que también tiene una coordinación cristalina (4.4), el plomo aparece en el vértice de un prisma tetragonal, en cuya base hay átomos de oxígeno.
Los átomos de metal pueden estar en diferentes entornos de átomos de oxígeno, por ejemplo, en huecos octaédricos y tetraédricos, y el metal está en diferentes estados de oxidación., como por ejemplo en la magnetita Fe 3 O 4 ≡ FeO. Fe 2 O 3.
Defectos en celosías de cristal explicar la variabilidad de la composición de algunos óxidos.
La idea de estructuras espaciales permite comprender las razones de la formación de óxidos mixtos. En los vacíos entre los átomos de oxígeno, puede haber átomos no de un metal, sino de dos diferentes, como,
en cromita FeO .
Cr 2 O 3.
Estructura de rutilo
Algunas propiedades físicas de los óxidos metálicos
La inmensa mayoría de los óxidos son sólidos a temperaturas ordinarias. Son menos densos que los metales.
Muchos óxidos metálicos son sustancias refractarias.... Esto permite utilizar óxidos refractarios como materiales refractarios para hornos metalúrgicos.
El óxido de CaO se obtiene en escala industrial por un monto de 109 millones de toneladas / año. Se utiliza para el revestimiento de hornos. Los óxidos BeO y MgO también se utilizan como refractarios. El óxido de MgO es uno de los pocos refractarios que son muy resistentes a la acción de los álcalis fundidos.
A veces, la refractariedad de los óxidos crea problemas en la producción de metales por electrólisis de sus fundidos. Por lo tanto, el óxido Al 2 O 3, que tiene un punto de fusión de aproximadamente 2000 ° C, debe mezclarse con criolita Na 3 para reducir la temperatura de fusión a ~ 1000 ° C, y debe pasar una corriente eléctrica a través de esta masa fundida.
Refractarios son óxidos de d-metales de 5 y 6 períodos Y 2 O 3 (2430), La 2 O 3 (2280), ZrO 2 (2700), HfO 2 (2080), Ta 2 O 5 (1870), Nb 2 O 5 (1490), así como muchos óxidos d-metálicos del cuarto período (ver tabla). Todos los óxidos de metales s del grupo 2, así como Al 2 O 3, Ga 2 O 3, SnO, SnO 2, PbO tienen puntos de fusión altos (ver tabla).
Los puntos de fusión bajos (о С) suelen tener óxidos ácidos: RuO 4 (25), OsO 4 (41); Te 2 O 7 (120), Re 2 O 7 (302), ReO 3 (160), CrO 3 (197). Pero algunos óxidos ácidos tienen puntos de fusión bastante altos (alrededor de C): MoO 3 (801) WO 3 (1473), V 2 O 5 (680).
Algunos de los óxidos básicos del elemento D que completan la serie son frágiles, se funden a bajas temperaturas o se descomponen cuando se calientan. HgO (400 o C), Au 2 O 3 (155), Au 2 O, Ag 2 O (200), PtO 2 (400) se descomponen al calentarlo.
Cuando se calienta por encima de 400 ° C, todos los óxidos se descomponen Metales alcalinos con la formación de metal y peróxido. El óxido de Li 2 O es más estable y se descompone a temperaturas superiores a 1000 o C.
La siguiente tabla muestra algunas de las características de los metales d del período 4, así como de los metales s y p.
Características de los óxidos metálicos s y p
| Me | Óxido | Color | T pl., ОС | Carácter ácido-base |
| s-metales | ||||
| Li | Li 2 O | blanco | Todos los óxidos se descomponen cuando T> 400 o C, Li 2 O en T> 1000 o C |
Todos los óxidos de metales alcalinos son básicos, solubles en agua. |
| N / A | Na 2 O | blanco | ||
| K | K 2 O | amarillo | ||
| Rb | Rb 2 O | amarillo | ||
| Cs | Cs 2 O | naranja | ||
| Ser | BeO | blanco | 2580 | anfótero |
| Mg | MgO | blanco | 2850 | principal |
| California | CaO | blanco | 2614 | Básico, poco soluble en agua. |
| Sr | SrO | blanco | 2430 | |
| Licenciado en Letras | BaO | blanco | 1923 | |
| p-metales | ||||
| Alabama | Al 2 O 3 | blanco | 2050 | anfótero |
| Georgia | Ga 2 O 3 | amarillo | 1795 | anfótero |
| En | En 2 O 3 | amarillo | 1910 | anfótero |
| Tl | Tl 2 O 3 | marrón | 716 | anfótero |
| Tl 2 O | el negro | 303 | principal | |
| Sn | SnO | azul oscuro | 1040 | anfótero |
| SnO 2 | blanco | 1630 | anfótero | |
| Pb | PbO | rojo | Se vuelve amarillo a T> 490 o C | anfótero |
| PbO | amarillo | 1580 | anfótero | |
| Pb 3 O 4 | rojo | Dic. | ||
| PbO 2 | el negro | Dic. A 300 o C | anfótero | |
Características de los óxidos d-metálicos de 4 periodos
| Óxido | Color | r, g / cm3 | T pl., ОС | - ΔGo, kJ / mol | - ΔHo, kJ / mol | Predominante Carácter ácido-base |
|
| Carolina del Sur | Sc 2 O 3 | blanco | 3,9 | 2450 | 1637 | 1908 | principal |
| Ti | TiO | marrón | 4,9 | 1780, pág. | 490 | 526 | principal |
| Ti 2 O 3 | púrpura | 4,6 | 1830 | 1434 | 1518 | principal | |
| TiO 2 | blanco | 4,2 | 1870 | 945 | 944 | anfótero | |
| V | VO | gris | 5,8 | 1830 | 389 | 432 | principal |
| V 2 O 3 | el negro | 4,9 | 1970 | 1161 | 1219 | principal | |
| VO 2 | azul | 4,3 | 1545 | 1429 | 713 | anfótero | |
| V 2 O 5 | naranja | 3,4 | 680 | 1054 | 1552 | ácido | |
| Cr | Cr 2 O 3 | verde | 5,2 | 2335 p | 536 | 1141 | anfótero |
| CrO 3 | rojo | 2,8 | 197 p | 513 | 590 | ácido | |
| Minnesota | MnO | Verde Gris | 5,2 | 1842 | 385 | 385 | principal |
| Mn 2 O 3 | marrón | 4,5 | 1000 p | 958 | 958 | principal | |
| Mn 3 O 4 | marrón | 4,7 | 1560 p | 1388 | 1388 | ||
| MnO 2 | marrón | 5,0 | 535 p | 521 | 521 | anfótero | |
| Mn 2 O 7 | verde | 2,4 | 6, 55 p | 726 | ácido | ||
| Fe | FeO | El negro | 5,7 | 1400 | 265 | 265 | principal |
| Fe 3 O 4 | el negro | 5,2 | 1540 p | 1117 | 1117 | ||
| Fe 2 O 3 | marrón | 5,3 | 1565 p | 822 | 822 | principal | |
| Co | Arrullo | Verde Gris | 5,7 | 1830 | 213 | 239 | principal |
| Co 3 O 4 | el negro | 6,1 | 900 p | 754 | 887 | ||
| Ni | NiO | Verde Gris | 7,4 | 1955 | 239 | 240 | principal |
| Cu | Cu 2 O | naranja | 6,0 | 1242 | 151 | 173 | principal |
| CuO | el negro | 6,4 | 800 p | 134 | 162 | principal | |
| Zn | ZnO | blanco | 5,7 | 1975 | 348 | 351 | anfótero |
El carácter ácido-base de los óxidos depende del estado de oxidación del metal y de la naturaleza del metal.
Cuanto menor es el estado de oxidación, más pronunciadas son las propiedades básicas.Si el metal está en estado de oxidación X £ 4 , entonces su óxido es básico o anfótero.
Cuanto mayor es el estado de oxidación, más pronunciadas son las propiedades ácidas.... Si el metal está en estado de oxidación X ≥ 5 , entonces su hidróxido es ácido.
Además de los óxidos ácidos y básicos, existen óxidos anfóteros que exhiben propiedades tanto ácidas como básicas..
Todos los óxidos de p-metal son anfóteros, exceptoTl 2 O.
Des-Sólo los metales Be tienen óxido anfótero.
Entre los d-metales, los óxidos son anfóteros ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, Au 2 O 3, y casi todos los óxidos metálicos en estado de oxidación+4 excepto el ZrO 2 básico y el HfO 2.
La mayoría de los óxidos, incluidos el Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 y los dióxidos metálicos, exhiben anfotericidad solo cuando se fusionan con álcalis. ZnO, VO 2, Au 2 O 3 interactúan con soluciones alcalinas.
Para los óxidos, además de las interacciones ácido-base, es decir, reacciones entre óxidos básicos y ácidos y óxidos ácidos, así como reacciones de ácidos y óxidos anfóteros con álcalis, las reacciones redox también son características.
Propiedades redox de los óxidos metálicos
Dado que el metal está en un estado oxidado en cualquier óxido, todos los óxidos, sin excepción, son capaces de exhibir propiedades oxidantes.
Las reacciones más comunes en pirometalurgia.- estas son interacciones redox entre óxidos metálicos y varios agentes reductores, que conducen a la producción de un metal.
Ejemplos de
2Fe 2 O 3 + 3C = 4Fe + 3CO 2
Fe 3 O 4 + 2C = 3Fe + 2CO 2
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO
SnO 2 + C = Sn + 2CO 2
ZnO + C = Zn + CO
Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3
WO 3 + 3H 2 = W + 3H 2 O
Si el metal tiene varios estados de oxidación, entonces con un aumento suficiente de temperatura, es posible descomponer el óxido con la liberación de oxígeno.
4CuO = 2Cu 2 O + O 2
3PbO 2 = Pb 3 O 4 + O 2,
2Pb 3 O 4 = O 2 + 6PbO
Algunos óxidos, especialmente los óxidos de metales nobles, pueden descomponerse cuando se calientan para formar un metal.
2Ag 2 O = 4Ag + O 2
2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2
Las fuertes propiedades oxidantes de algunos óxidos se utilizan en la práctica. Por ejemplo,
Las propiedades oxidantes del óxido de PbO 2 se utilizan en baterías de plomo-ácido, en las que se obtiene una corriente eléctrica debido a una reacción química entre el PbO 2 y el plomo metálico.
PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 = 2PbSO 4 + 2H 2 O
Las propiedades oxidantes del MnO 2 también se utilizan para generar corriente eléctrica en celdas galvánicas (baterías eléctricas).
2MnO 2 + Zn + 2NH 4 Cl = + 2MnOOH
Las fuertes propiedades oxidantes de algunos óxidos conducen a su peculiar interacción con los ácidos. Por tanto, los óxidos PbO 2 y MnO 2 se reducen cuando se disuelven en ácido clorhídrico concentrado.
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Si el metal forma varios óxidos, entonces los óxidos metálicos en un estado de oxidación más bajo pueden oxidarse, es decir, exhibir propiedades reductoras.
Los óxidos metálicos presentan propiedades reductoras particularmente fuertes en estados de oxidación bajos e inestables, tales como. TiO, VO, CrO. Cuando se disuelven en agua, se oxidan, reduciendo el agua. Sus reacciones con el agua son similares a las de un metal con agua.
2TiO + 2H 2 O = 2TiOOH + H 2.
Óxidos compuestos binarios de un elemento con oxígeno, en los que el oxígeno presenta un estado de oxidación de -2.
Nomenclatura. Si el elemento que forma este compuesto con oxígeno tiene una valencia constante, entonces (el compuesto) simplemente se llama óxido: Na 2 O es óxido de sodio, CaO es óxido de calcio, BaO es óxido de bario, ZnO es óxido de zinc.
Si el elemento tiene una valencia variable, la valencia del elemento se indica junto al nombre del óxido: Cr 2 O 3 - óxido de cromo (III), Cl 2 O 7 - óxido de cloro (VII), Hg 2 O - óxido de mercurio (I).
Si un elemento forma varios óxidos, entonces su nombre se da teniendo en cuenta la composición del óxido (puede dar nombres triviales, puede indicar la valencia del elemento entre paréntesis): N 2 O - hemióxido de nitrógeno, N 2 O 3 - sexvioxidasa, NO-monoxidasa, NO 2 - dióxido de nitrógeno, N 2 O 5 - hemipentóxido de nitrógeno.
Todos los óxidos se dividen en 2 grandes grupos: formadores de sal y no formadores de sal.
Óxidos que no forman sales (indiferente) - no hay tantos: CO, N 2 O , NO.
Aunque la asignación del CO a los óxidos que no forman sales no es muy correcta, ya que reacciona con los álcalis fundidos para formar formiatos:
CO + NaOH (fundido) → HCOONa.
Los óxidos formadores de sales se dividen en: básicos, ácidos y anfóteros.
Óxidos básicos. Estos son óxidos que forman sales al interactuar con ácidos u óxidos ácidos, o con anfóteros. Los óxidos principales son solo óxidos metálicos con bajos estados de oxidación: Na 2 O, K 2 O, CaO, BaO, MnO, FeO, Fe 2 O 3, Fe 3 O 4. No todos los óxidos metálicos son básicos, algunos de ellos son anfóteros. o ácido ...
H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O;
Na 2 O + SO 2 → Na 2 SO 3
Óxidos ácidos. Estos son óxidos que forman sales al interactuar con bases u óxidos básicos, o con anfóteros. La mayoría de los óxidos ácidos reaccionan con el agua para dar ácidos, por lo que también se denominan anhídridos de ácido (P 2 O 5 - anhídrido fosfórico, N 2 O 5 - anhídrido nítrico). Los óxidos de no metales y metales en estado de oxidación 5 y superior son ácidos: NO 2, Mn 2 O 7, SiO 2, CO 2.
CO 2 + Na 2 O → Na 2 CO 3;
V 2 O 5 + 2NaOH → 2NaVO 3 + H 2 O
Óxidos anfóteros. Estos son óxidos que forman sales al interactuar con óxidos tanto básicos como ácidos, por ejemplo: ZnO, Al 2 O 3, BeO, SnO, PbO, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3, MnO 2, TiO 2.
PbO + 2NaOH → Na2 PbO2 + H2O;
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O
Óxidos mixtos. Estos son compuestos, que son un compuesto de óxidos con diferentes valencias: Fe 3 O 4 ↔ Fe 2 O 3 ∙ FeO.
Compuestos Pb 2 O 3 ↔PbPbO 3 (plomado de plomo (II)); Mn 3 O 4 ↔Mn 2 MnO 4 (manganato IV manganato); Fe 3 O 4 ↔ Fe (FeO 2 ) 2 (ferrita ferrita(Ii) ) se denominan óxidos dobles o mixtos, también pueden considerarse sales. En consecuencia, la composición de las moléculas de óxidos mixtos incluye átomos del mismo elemento en diferentes estados de oxidación. Peróxidos. Estos compuestos, como los óxidos, consisten en metal y oxígeno, pero difieren significativamente de ellos en propiedades químicas, ya que son sales de peróxido de hidrógeno ( H 2 O 2): Na 2 O 2, K 2 O 2, BaO 2, ZnO 2, Cs 2 O 2 .En los peróxidos, el oxígeno tiene un estado de oxidación de -1. Debido a la presencia de un grupo peróxido frágil. O - O - bajo la acción de los ácidos, junto con la formación de sales comunes, también liberan oxígeno:
2Na 2 O 2 + 4HCl → 4NaCl + 2H 2 O + O 2
Los peróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el agua para formar el hidróxido y el peróxido de hidrógeno correspondientes.
Na 2 O 2 + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 O 2
Superóxidos.eso compuestos que contienen átomos de oxígeno en estado de oxidación - 1 ⁄ 2. Tener buena capacidad oxidante. NaO 2, KO 2, Ba (O 2) 2.
4NaO 2 + 2H 2 O → 4NaOH + 3O 2
2NaO 2 + 2HCl → 2NaCl + H 2 O 2 + O 2
4KO 2 + 2CO 2 → K 2 CO 3 + 3O 2)
(esta reacción es de importancia práctica, ya que se utiliza en máscaras de gas para purificar el aire exhalado)
2 NaO 2 + S → Na 2 SO 4
Ozonides.
Estas son conexiones alcalino , tierra alcalina metales con oxígeno que contiene ion ozonido O 3 -. También se obtuvo ozonuro de amonio rojo - norte H 4 Oz. Todos los ozonidos son los agentes oxidantes más fuertes. Estas sustancias se forman en forma de una costra de color rojo anaranjado en la superficie de los hidróxidos sólidos de los metales alcalinos correspondientes lavados por una corriente de ozono. Los ozonidos se descomponen con la formación de un superóxido de metal y oxígeno, se descomponen también bajo la acción del agua, con la formación de los correspondientes álcalis y oxígeno. NaO 3, KO 3, CsO 3, Ba (O 3) 2.
4 NaO 3 + 2 H 2 O → 4 NaOH + 5 O 2
2NaO 3 → 2NaO 2 + O 2 ( La descomposición ocurre a diferentes temperaturas, por ejemplo: descomposición de ozonuro de sodio a -10° C , ozonuro de cesio a +100° C)
4NH 4 O 3 → 4H 2 O + 2NH 4 NO 3 + O 2
Métodos de producción de óxidos.
Interacción de sustancias con oxígeno. Muchas sustancias se queman en oxígeno, con la formación del óxido correspondiente (con algunas sustancias, por ejemplo, con fósforo, la composición del óxido depende de la cantidad de oxígeno).
4 P + 3O 2 → 2 P 2 O 3 (con falta de oxígeno)
4 P +5 O 2 → 2 P 2 O 5 (con exceso de oxígeno)
2Mg + O 2 → 2MgO
Descomposición de óxidos superiores ... Si el elemento tiene una valencia variable, entonces su óxido con un contenido de oxígeno menor se puede obtener por descomposición del óxido, donde el elemento exhibe un estado de oxidación más alto:
2 N 2 O 5 → 4 NO 2 + O 2
2 SO 3 ⇌ 2 SO 2 + O 2 ( aquí es necesario poner un signo de reversibilidad, ya que, en contraste con N 2 O 5, SO 3 es un óxido inestable, y durante su síntesis / descomposición, se establece un equilibrio entre los reactivos y el producto)
Oxidación de óxidos inferiores. Si el elemento tiene una valencia variable, entonces su óxido con un alto contenido de oxígeno se puede obtener por oxidación del óxido, donde el elemento presenta un estado de oxidación bajo:
2CO + O 2 → 2CO 2
2Cr 2 O 3 + 3O 2 → 4CrO 3
Descomposición de bases. Las bases insolubles o poco solubles pierden agua cuando se calientan y se convierten en óxidos básicos:
Cu (OH) 2 ↓ → CuO + H 2 O
Ca (OH) 2 → CaO + H2O
Descomposición de ácidos. Algunos ácidos que contienen oxígeno pierden agua cuando se calientan para formar óxidos ácidos. Además, algunos ácidos existen durante muy poco tiempo en solución, descomponiéndose casi instantáneamente en anhídrido y agua. El óxido ácido se puede obtener a partir del ácido añadiéndole un agente eliminador de agua (P 2 O 5) * (que no debe confundirse con el H 2 SO 4 concentrado, que elimina las trazas de agua de los vapores de una sustancia que pasa sobre él) .
H 2 SiO 3 ↓ → SiO 2 ↓ + H 2 O
H 2 CO 3 → CO 2 + H 2 O
4HNO 3 → 4NO 2 + 2H 2 O + O 2
Descomposición de sales. La mayoría de las sales que contienen oxígeno se descomponen cuando se calientan para formar óxido metálico y anhídrido ácido. Si el óxido metálico es térmicamente inestable, la sal se descompone en metal, óxido ácido y oxígeno libre. Las sales de metales alcalinos se caracterizan por una alta estabilidad térmica; si se descomponen cuando se calientan, no forman óxidos.
CaCO 3 → CaO + CO 2
*Es interesante:
NH 4 NO 3 → N 2 O + 2H 2 O
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O (método de laboratorio para producir nitrógeno, pero de hecho, actúan con cloruro de amonio sobre una solución concentrada de nitrito de sodio, y luego el gas liberado se purifica de las impurezas de amoníaco, cloro, etc.)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
4AgNO 3 → 4Ag ↓ + 4NO 2 + O 2
Desplazamiento de unos óxidos por otros. Los óxidos menos volátiles desplazan a los más volátiles de sus sales. Estas reacciones tienen lugar a temperaturas muy altas:
Na 2 CO 3 + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + CO 2
Interacción de ácidos oxidantes con metales y no metales. Diluido Ácido nítrico y el ácido sulfúrico concentrado oxida metales y no metales, formando las sales / ácidos correspondientes y emitiendo óxidos de nitrógeno / azufre en un estado de oxidación menor que en los ácidos originales. (El ácido nítrico muy diluido con metales, a la izquierda del manganeso, da nitrato de amonio, no gas).
3As + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 AsO 4 + 5NO
Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
8Al + 30HNO 3 → 8Al (NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O
Métodos para la obtención de peróxidos, superóxidos, ozónidos.
En el caso de los metales alcalinos, los peróxidos y sobreperóxidos se forman durante su combustión en el aire (se forma una mezcla) * (el óxido normal en los metales alcalinos, cuando se quema en el aire, forma solo litio, el sodio forma una mezcla con predominio de peróxido , luego formación casi completa de superperóxido, con una ligera impureza de peróxido).
2Na + O 2 → Na 2 O 2
Los peróxidos metálicos se pueden obtener mediante la acción del peróxido de hidrógeno sobre sus hidróxidos:
Ba (OH) 2 + H 2 O 2 → BaO 2 ↓ + 2H 2 O
Los superóxidos se obtienen por oxidación de peróxidos (a excepción de los metales alcalinos, ya que entonces los metales de sodio forman superóxidos, con una ligera mezcla de peróxido).
BaO 2 + O 2 → Ba (O 2) 2
Los ozonidos de metales alcalinos se obtienen por la interacción de sus hidróxidos sólidos con ochon, ozonización de superóxidos. El ozonuro de amonio se obtuvo por ozonización de amoniaco líquido a -100 ° C.
4 NaOH + 4 O 3 → 4 NaO 3 + O 2 + 2 H 2 O
NaO 2 + O 3 → NaO 3 + O 2
Los compuestos de óxidos con agua se denominan hidratos de óxidos La adición de agua con óxido no provoca un cambio radical en sus propiedades. Los hidratos de óxidos tienen un nombre común: hidróxidos.
Editora: Kharlamova Galina Nikolaevna
Video tutorial 2: Propiedades químicas de los óxidos básicos
Conferencia: Propiedades químicas típicas de los óxidos: básico, anfótero, ácido.
Óxidos- compuestos binarios (sustancias complejas), formados por oxígeno con un estado de oxidación -2 y otro elemento.
Según su capacidad química para formar sales, todos los óxidos se dividen en dos grupos:
- formador de sal,
- no forma sal.
Los formadores de sal, a su vez, se subdividen en tres grupos: básico, xilótico, anfótero. Los que no forman sales incluyen monóxido de carbono (II) CO, óxido de nitrógeno (I) N2O, óxido de nitrógeno (II) NO, óxido de silicio (II) SiO.
Óxidos básicos- se trata de óxidos que presentan propiedades básicas, formados por metales alcalinos y alcalinotérreos en los estados de oxidación + 1, + 2, así como por metales de transición en estados de oxidación más bajos.
Las bases corresponden a este grupo de óxidos: K 2 O - KOH; BaO - Ba (OH) 2; La 2 O 3 - La (OH) 3.
Óxidos ácidos- se trata de óxidos que presentan propiedades ácidas, formados por no metales típicos, así como algunos metales de transición en estados de oxidación de +4 a +7.
Los ácidos corresponden a este grupo de óxidos: SO 3 –H 2 SO 4; CO _ {2} - H _ {2} CO _ {3}; SO 2 - H 2 SO 3, etc.
Óxidos anfóteros- se trata de óxidos que presentan propiedades básicas y ácidas, formados por metales de transición en los estados de oxidación + 3, + 4. Excluye: ZnO, BeO, SnO, PbO.
Las bases anfóteras corresponden a este grupo de óxidos: ZnO - Zn (OH) 2; Al 2 O 3 - Al (OH) 3.
Considere las propiedades químicas de los óxidos:
Reactivo | Óxidos básicos | Óxidos anfóteros | Óxidos ácidos |
| Agua | Reaccionan. Ejemplo: CaO + H 2 O → Ca (OH) 2 | No reaccionas | Reaccionan. Ejemplo: S O 3 + H 2 O → H 2 SO 4 |
| Ácido | Reaccionan. Ejemplo: Fe 2 O 3 + 6HCl → 2FeCl 3 + 3H 2 O | Reaccionan. Ejemplo: ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O | No reaccionas |
| Base | No reaccionas | Reaccionan. Ejemplo: ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 | Reaccionan. Ejemplo: 2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O |
| Óxido básico | No reaccionas | Reaccionan. Ejemplo: ZnO + CaO → CaZnO 2 | Reaccionan. Ejemplo: SiO 2 + CaO → CaSiO 3 |
| Óxido de ácido | Reaccionan. Ejemplo: CaO + CO 2 → CaCO 3 | Reaccionan. Ejemplo: ZnO + SiO 2 → ZnSiO 3 | No reaccionas |
| Óxido anfótero | Reaccionan. Ejemplo: Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO | Reaccionar | Reaccionan. Ejemplo: Al 2 O 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4) 3 |
De la tabla anterior, se puede resumir lo siguiente:
Los óxidos básicos de los metales más activos interactúan con el agua, formando bases fuertes: álcalis. Los óxidos básicos de metales menos activos no reaccionan con el agua en condiciones normales. Todos los óxidos de este grupo siempre reaccionan con los ácidos, formando sales y agua. Y no reaccionan con bases.
La mayoría de los óxidos ácidos reaccionan con el agua. Pero no todo el mundo responde con normalidad. Todos los óxidos de este grupo reaccionan con bases, formando sales y agua. No reaccionan con los ácidos.
Los óxidos básicos y ácidos son capaces de reaccionar entre sí, con la posterior formación de una sal.
Los óxidos anfóteros tienen propiedades básicas y ácidas. Por lo tanto, reaccionan tanto con ácidos como con bases para formar sales y agua. Los óxidos anfóteros reaccionan con óxidos ácidos y básicos. También interactúan entre sí. Muy a menudo, los datos reacciones químicas proceder al calentamiento con la formación de sales.
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Los óxidos son sustancias complejas que constan de dos elementos, uno de los cuales es el oxígeno (en el estado de oxidación -2).
Los óxidos se dividen en ácidos, básicos, anfóteros y no formadores de sal (indiferentes).
Óxidos ácidos corresponden al ácido. Propiedades ácidas la mayoría de los óxidos no metálicos y los óxidos metálicos en el estado de oxidación más alto, por ejemplo CrO 3, tienen.
Muchos óxidos ácidos reaccionan con el agua para formar ácidos. Por ejemplo, el óxido de azufre (IV), o gas sulfuroso, reacciona con el agua para formar ácido sulfúrico:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3
Los óxidos ácidos reaccionan con los álcalis para formar sal y agua. Por ejemplo, el monóxido de carbono (IV) o el dióxido de carbono reacciona con el hidróxido de sodio para formar carbonato de sodio (sosa):
CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O
El principal las bases corresponden a los óxidos. Los principales son los óxidos de metales alcalinos ( subgrupo principal Yo grupo),
magnesio y alcalinotérreos (el subgrupo principal del grupo II, comenzando por el calcio), óxidos metálicos de subgrupos secundarios en el estado de oxidación más bajo (+1 +2).
Los óxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos reaccionan con el agua para formar bases. Entonces, el óxido de calcio reacciona con el agua, se obtiene hidróxido de calcio:
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2
Los óxidos básicos reaccionan con los ácidos para formar sal y agua. El óxido de calcio reacciona con ácido clorhídrico, se obtiene cloruro de calcio:
CaO + 2HCl = CaCl 2 + H 2 O
Anfótero los óxidos reaccionan tanto con ácidos como con álcalis. Entonces, el óxido de zinc reacciona con el ácido clorhídrico, se obtiene cloruro de zinc:
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O
El óxido de zinc también reacciona con el hidróxido de sodio para formar zincato de sodio:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
Los óxidos anfóteros no interactúan con el agua. Por lo tanto, la película de óxido de zinc y aluminio protege estos metales de la corrosión.
No forma sal Los óxidos (indiferentes) no corresponden a los hidróxidos, no reaccionan con el agua. Los óxidos que no forman sales no reaccionan con ácidos o álcalis. Estos incluyen óxido nítrico (II) NO.
A veces se dice que el monóxido de carbono no forma sal, pero este es un ejemplo desafortunado, porque este óxido reacciona con el hidróxido de sodio para formar una sal:
CO + NaOH = HCOONa
(¡Esta reacción no es para memorizar! Estudió en los grados 10-11)
2. La tarea. Cálculo de la masa del producto de reacción, si se conoce la cantidad de sustancia de una de las sustancias de partida.
Ejemplo:
¿Cuántos gramos de cloruro de zinc se pueden obtener con 0,5 mol de ácido clorhídrico?
Decisión:
- Escribimos la ecuación de reacción.
- Escribimos los datos disponibles encima de la ecuación de reacción y debajo de la ecuación, el número de moles de acuerdo con la ecuación (igual al coeficiente frente a la sustancia):
0,5 mol x mol
Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2
2 mol 1 mol - Hacemos la proporción:
0,5 mol - x mol
2 mol - 1 mol - Encuentra x:
X= 0,5 mol. 1 mol / 2 mol = 0,25 mol - Encontrar masa molar cloruro de zinc:
M (ZnCl2) = 65 + 35,5. 2 = 136 (g / mol) - Encuentra la masa de sal:
m (ZnCl 2) = M. n = 136 g / mol. 0,25 mol = 34 g
Propiedades químicas de las principales clases de compuestos inorgánicos.
Óxidos ácidos
- Óxido ácido + Agua = Ácido (Excepción - SiO 2)
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Cl 2 O 7 + H 2 O = 2HClO 4 - Óxido de ácido + álcali = sal + agua
SO 2 + 2NaOH = Na 2 SO 3 + H 2 O
P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Óxido de ácido + óxido básico = sal
CO 2 + BaO = BaCO 3
SiO 2 + K 2 O = K 2 SiO 3Óxidos básicos
- Óxido básico + agua = álcali (reaccionan óxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos)
CaO + H 2 O = Ca (OH) 2
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH - Óxido básico + ácido = sal + agua
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O - Óxido básico + óxido ácido = sal
MgO + CO 2 = MgCO 3
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3Óxidos anfóteros
- Óxido anfótero + ácido = sal + agua
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O - Óxido anfótero + álcali = sal (+ agua)
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 + H 2 O (Más correcto: ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2)
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (Más correcto: Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na) - Óxido anfótero + óxido ácido = sal
ZnO + CO 2 = ZnCO 3 - Óxido anfótero + óxido básico = sal (cuando se fusiona)
ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2
Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2
Cr 2 O 3 + CaO = Ca (CrO 2) 2Ácidos
- Ácido + Óxido básico = Sal + Agua
2HNO 3 + CuO = Cu (NO 3) 2 + H 2 O
3H 2 SO 4 + Fe 2 O 3 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O - Ácido + óxido anfótero = sal + agua
3H 2 SO 4 + Cr 2 O 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
2HBr + ZnO = ZnBr 2 + H 2 O - Ácido + base = sal + agua
H 2 SiO 3 + 2KOH = K 2 SiO 3 + 2H 2 O
2HBr + Ni (OH) 2 = NiBr 2 + 2H 2 O - Ácido + hidróxido anfótero = sal + agua
3HCl + Cr (OH) 3 = CrCl 3 + 3H 2 O
2HNO 3 + Zn (OH) 2 = Zn (NO 3) 2 + 2H 2 O - Ácido fuerte + sal de ácido débil = ácido débil + sal ácido fuerte
2HBr + CaCO 3 = CaBr 2 + H 2 O + CO 2
H 2 S + K 2 SiO 3 = K 2 S + H 2 SiO 3 - Ácido + metal (ubicado en la serie de voltajes a la izquierda del hidrógeno) = sal + hidrógeno
2HCl + Zn = ZnCl 2 + H 2
H 2 SO 4 (diluido) + Fe = FeSO 4 + H 2
Importante: los ácidos oxidantes (HNO 3, conc. H 2 SO 4) reaccionan con los metales de forma diferente.
Hidróxidos anfóteros
- Hidróxido anfótero + ácido = sal + agua
2Al (OH) 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O
Be (OH) 2 + 2HCl = BeCl 2 + 2H 2 O - Hidróxido anfótero + álcali = sal + agua (cuando se fusiona)
Zn (OH) 2 + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O
Al (OH) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H 2 O - Hidróxido anfótero + álcali = sal (en solución acuosa)
Zn (OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Sn (OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Be (OH) 2 + 2NaOH = Na 2
Al (OH) 3 + NaOH = Na
Cr (OH) 3 + 3NaOH = Na 3Álcalis
- Álcali + óxido ácido = sal + agua
Ba (OH) 2 + N 2 O 5 = Ba (NO 3) 2 + H 2 O
2NaOH + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O - Álcali + ácido = sal + agua
3KOH + H 3 PO 4 = K 3 PO 4 + 3H 2 O
Ba (OH) 2 + 2HNO 3 = Ba (NO 3) 2 + 2H 2 O - Álcali + óxido anfótero = sal + agua
2NaOH + ZnO = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (Más correcto: 2NaOH + ZnO + H 2 O = Na 2) - Álcali + hidróxido anfótero = sal (en solución acuosa)
2NaOH + Zn (OH) 2 = Na 2
NaOH + Al (OH) 3 = Na - Álcali + sal soluble = base insoluble + sal
Ca (OH) 2 + Cu (NO 3) 2 = Cu (OH) 2 + Ca (NO 3) 2
3KOH + FeCl 3 = Fe (OH) 3 + 3KCl - Álcali + metal (Al, Zn) + agua = sal + hidrógeno
2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2Sal
- Sal ácida débil + ácido fuerte = sal ácida fuerte + ácido débil
Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3) - Sal soluble+ sal soluble = sal insoluble + sal
Pb (NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl - Sal soluble + álcali = sal + base insoluble
Cu (NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu (OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba (OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe (OH) 3 - Sal de metal soluble (*) + metal (**) = sal de metal (**) + metal (*)
Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu (NO 3) 2 + 2Ag
Importante: 1) el metal (**) debe estar en la serie de voltajes a la izquierda del metal (*), 2) el metal (**) NO debe reaccionar con el agua.También le pueden interesar otras secciones del Manual de química:
- Sal ácida débil + ácido fuerte = sal ácida fuerte + ácido débil
- Álcali + óxido ácido = sal + agua
- Ácido + Óxido básico = Sal + Agua
- Óxido anfótero + ácido = sal + agua
- Óxido básico + agua = álcali (reaccionan óxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos)