Главная страница «Первого сентября»Главная страница журнала «Химия»Содержание №3/2007

УЧЕБНИКИ. ПОСОБИЯ

 

И.В.ТРИГУБЧАК

Пособие-репетитор по химии

ЗАНЯТИЕ 15
10-й класс
(первый год обучения)

Продолжение. Начало см. в № 22/2005; 1, 2, 3, 5, 6, 8, 9, 11, 13, 15, 16, 18, 22/2006

Оксиды

План

1. Определение, строение молекулы (графические формулы).

2. Классификации (по агрегатному состоянию, по валентности, по химическим свойствам).

3. Химические свойства кислотных и основных оксидов.

4. Методы получения.

5. Области применения.

6. Формулы и тривиальные названия некоторых оксидов.

Оксиды – это бинарные соединения, содержащие кислород в степени окисления –2 (для сравнения: пероксиды – бинарные соединения, содержащие кислород в степени окисления –1).

Например:

  – оксид водорода, – пероксид водорода.

При составлении графических формул оксидов нужно учесть, что атомы кислорода соединяются только через атомы элемента (в пероксидах атомы кислорода соединены напрямую, образуя пероксидную группу –О–О–). Приведем графические формулы оксидов и пероксида:

К л а с с и ф и к а ц и и  о к с и д о в

По агрегатному состоянию оксиды делятся на твердые (CaO), жидкие (SO3) и газообразные (СО2).

По валентности различают высшие (Р2О5) и низшие (Р2О3) оксиды.

По химическим свойствам оксиды подразделяют на солеобразующие (например, К2О, SO3) и несолеобразующие (безразличные, или индифферентные, например CO, SO, NO). Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяют на кислотные, основные и амфотерные.

Кислотные оксиды – продукты полной дегидратации кислот – сохраняют химические свойства кислот. Примеры кислотных оксидов и соответствующих им кислот:

Основные оксиды – продукты полной дегидратации оснований – сохраняют химические свойства оснований. Примеры основных оксидов и соответствующих им оснований:

Na2O NaOH, CaO Ca(OH)2, FeO Fe(OH)2.

Амфотерные оксиды – продукты полной дегидратации амфотерных гидроксидов – сохраняют химические свойства амфотерных гидроксидов. В зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют свойства основных или кислотных оксидов. Примеры амфотерных оксидов и соответствующих им гидратов:

Al(OH)3 Al2O3 HAlO2,

Zn(OH)2 ZnO H2ZnO2.

Химические свойства кислотных и основных оксидов отличаются друг от друга.

Х и м и ч е с к и е  с в о й с т в а  к и с л о т н ы х  о к с и д о в

Кислотные оксиды элементов, находящихся в промежуточной степени окисления, реагируют с кислородом:

2SO2 + O2 2SO3.

Известны примеры реакций кислотных оксидов с активными металлами, например:

СO2 + Mg MgO + CO.

Многие кислотные оксиды реагируют с водой, образуя кислоты:

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4,

СO2 + H2O H2CO3,

но:

SiO2 + H2O   (нет реакции).

Реакция с основными оксидами:

СO2 + СаO CaCO3.

Взаимодействие с основаниями:

СO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O.

Некоторые кислотные оксиды реагируют с солями по типу реакции замещения:

Кислотные оксиды не реагируют с водородом, неметаллами, другими кислотными оксидами и кислотами-неокислителями, не действуют на индикаторы.

Х и м и ч е с к и е  с в о й с т в а  о с н о в н ы х  о к с и д о в

Водород восстанавливает металлы (от цинка и правее в ряду напряжений металлов) из их оксидов:

СuO + H2 Cu + H2O.

Оксиды металлов с меньшей валентностью окисляются в высшие оксиды:

4FeO + O2 2Fe2O3.

Активные металлы реагируют с оксидами менее активных металлов:

2Al + 3CuO Al2O3 + 3Cu.

Некоторые неметаллы восстанавливают металлы из их оксидов:

2Fe2O3 + 3С 4Fe + 3CO2.

Оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов с водой образуют щелочи:

Na2O + H2O = 2NaOH.

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:

СаО + СО2 CaCO3.

Взаимодействие с кислотами:

Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O,

CuO + 2HCl = CuCl2 + 2H2O.

Некоторые основные оксиды термически неустойчивы:

2HgO 2Hg + O2.

Основные оксиды не реагируют между собой, с основаниями и солями, не действуют на индикаторы.

М е т о д ы  п о л у ч е н и я  о к с и д о в

Окисление простых веществ:

С + О2 CO2,

4Al + 3O2 2Al2O3.

Окисление сложных веществ:

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O.

Разложение сложных веществ (кислот, оснований, солей):

Н2SiO3 H2O + SiO2,

Cu(OH)2 CuO + H2O,

2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2.

Оксиды применяют в химическом синтезе, в технике, в быту, в пищевой отрасли промышленности.

Формулы и тривиальные названия оксидов, которые необходимо запомнить:

СаО – негашеная известь;

СО – угарный газ;

СО2 – углекислый газ, твердый СО2 – сухой лед;

Fe3O4 (FeO•Fe2O3) – смешанный оксид железа;

SiO2 – песок, кремнезем, горный хрусталь;

N2O – веселящий газ;

SO2 – сернистый газ;

Al2O3 – глинозем.

Тест по теме «Оксиды»

1. Амфотерный оксид и гидроксид образует:

а) цинк; б) магний;

в) калий; г) бериллий.

2. Алюминий из глинозема в промышленности получают:

а) термическим разложением;

б) электролизом;

в) восстановлением углем;

г) восстановлением водородом.

3. Кислотными являются оксиды:

а) оксид хрома(III) и оксид серы(II);

б) оксид серы(IV) и оксид хрома(VI);

в) оксид натрия и оксид цинка;

г) углекислый газ и речной песок.

4. Из перечисленных соединений к оксидам относятся:

а) Na2O; б) H2O2; в) KO2; г) H2O.

5. Оксид азота(III) является ангидридом кислоты:

а) азотной; б) азотистой; в) синильной;

г) вообще не является ангидридом.

6. Соль, при прокаливании которой нельзя получить оксид, это:

а) перманганат калия; б) нитрат натрия;

в) карбонат кальция; г) карбонат калия.

7. Наиболее ярко выражены основные свойства у оксида:

а) бериллия; б) магния;

в) бария; г) цинка.

8. Непосредственно друг с другом не взаимодействуют:

а) кислород и натрий; б) кислород и медь;

в) кислород и хлор; г) кислород и аммиак.

9. Кислотный оксид можно получить в результате реакции разложения:

а) основания; б) гидроксида;

в) кислоты; г) соли.

10. Объем (н.у.) порции сернистого газа, содержащей 4,515•1023 атомов кислорода, составляет
(в л):

а) 16,8; б) 22,4; в) 5,6; г) 8,4.

Ключ к тесту

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
а, г б б, г а, г б б, г в в б, в, г

г

Задачи на растворимость

У р о в е н ь  А

1. Растворимость сероводорода при 0 °С составляет 4,62 л на 1 л воды. Какой массовой доле, молярной и нормальной концентрации будет соответствовать полученный раствор? (Плотность раствора можно принять за 1 г/мл.)

Решение

Масса сероводорода:

m(H2S) = (V(H2S)/VM)•M(H2S) = (4,62/22,4)•34 = 7,0 г.

Найдем массовую долю (в %) сероводорода:

Рассчитаем количество вещества и молярную концентрацию сероводорода:

(H2S) = 4,62/22,4 = 0,2 моль,

с(H2S) = (H2S)/V(р-ра) = 0,2/1,007 = 0,2 моль/л.

Определим эквивалент двухосновной сероводородной кислоты:

Э(H2S) = М/основность = 34/2 = 17.

Число эквивалентов кислоты H2S:

N(экв.) = m/Э = 7,0/17 = 0,4125.

Нормальная концентрация (нормальность) кислоты равна:

N(экв.)/V(р-ра) = 0,4125/1,007 = 0,4 н.

Ответ. (H2S) = 0,7%, c(H2S) = 0,2 моль/л,
нормальность = 0,4 н.

2. При 60 °С насыщенный раствор нитрата калия содержит 52,4% соли. Найти растворимость нитрата калия при этой температуре.

Ответ. 110 г KNO3 в 100 г воды.

3. 50 г насыщенного при 40 °С раствора содержат 6,5 г сульфата калия. Определить массовую долю соли в растворе и ее растворимость при этой температуре.

Ответ. (K2SO4) = 13%,
растворимость – 14,9 г соли в 100 г воды.

4. Растворимость хлорида натрия при 25 °С составляет 36 г в 100 г воды. Определить массовую долю соли в насыщенном растворе при этой температуре.

Ответ. 26,47%.

5. Массовая доля нитрата серебра в насыщенном при 20 °С водном растворе составляет 69,5%. Определить растворимость соли при данных условиях (на 100 г воды).

Ответ. 228 г AgNO3 в 100 г воды.

6. При 20 °С и атмосферном давлении в одном объеме воды растворяется 450 объемов хлороводорода. Вычислить массовую долю вещества в насыщенном при этой температуре растворе (изменением объема раствора пренебречь). Как получить более концентрированный раствор?

Ответ. (HCl) = 42,3%; повысить давление.

У р о в е н ь  Б

1. В 100 г воды при 20 °С растворяется 74,5 г хлорида кальция. Растворимость его гексагидрата при 0 °С составляет 36,3 г на 100 г воды. Вычислить массовую долю хлорида кальция в растворе при 0 °С и массу кристаллов, которые выделятся из 250 г насыщенного при 20 °С раствора при охлаждении его до 0 °С.

Ответ. (CaCl2) = 13,5% (0 °С),
m
(крист. CaCl2•6Н2О) = 195,9 г.

2. 99,8 г медного купороса растворено при 80 °С в 164 мл воды. Раствор охладили до 10 °С, при этом в осадок выпало 30 г медного купороса. Был ли сульфат меди чистым веществом или содержал примеси? Растворимость сульфата меди при 10 °С составляет 17,4 г.

Ответ. Купорос содержал примеси.

3. При охлаждении 300 г 15%-го раствора часть растворенного вещества выпала в осадок, и массовая доля для второго раствора составила 8%. Рассчитать массу осадка.

Ответ. 22,8 г.

4. Определить массу осадка, выпавшего при охлаждении насыщенного раствора хлорида натрия от 80 °С до 0 °С, если масса первого раствора 600 г; растворимость хлорида натрия при 80 °С составляет 38 г, а при 0 °С – 35,8 г на 100 г воды.

Ответ. 9,6 г.

5. Какая масса нитрата бария выделится из раствора, насыщенного при 100 °С и охлажденного до 0 °С, если во взятом растворе было 50 мл воды? Растворимость нитрата бария при 0 °С составляет
5 г, а при 100 °С – 34,2 г на 100 г воды.

Ответ. 14,6 г.

6. Для приготовления насыщенного при 50 °С раствора нитрата никеля было взято 100 г воды. После охлаждения раствора до 25 °С выпало 152 г гексагидрата нитрата никеля, а концентрация соли в растворе стала равна 50%. Определить концентрацию исходного раствора нитрата никеля, насыщенного при 50 °С.

Ответ. 58%.

7. При охлаждении 300 г насыщенного при 60 °С раствора нитрата меди(II) (растворимость соли –
181,7 г на 100 г воды) до 25 °С выпало 75 г кристаллогидрата нитрата меди, а концентрация соли в растворе стала равна 60,1%. Установить формулу кристаллогидрата.

Ответ. Cu(NO3)2•3H2O.

8. При охлаждении 200 г насыщенного при 40 °С раствора фосфата натрия (растворимость соли – 23,3 г на 100 г воды) до 25 °С выпало 40,92 г кристаллогидрата, а концентрация фосфата натрия в растворе стала равна 12,66%. Установить формулу кристаллогидрата.

Ответ. Na3PO4•12H2O.

9. При охлаждении 300 г насыщенного при 40 °С раствора сульфата железа(II) (растворимость соли – 40,1 г на 100 г воды) до 20 °С выпал гептагидрат сульфата железа, а концентрация соли в растворе стала равна 20,82%. Определить массу выпавшего кристаллогидрата.

Ответ. 69,1 г.

10. В 100 г воды при 0 °С растворяется 127 г бромида марганца. Массовая доля этой соли в насыщенном при 40 °С растворе составляет 62,8%. Насыщенный при 0 °С раствор массой 250 г нагрели до 40 °С. Какую массу бромида марганца можно дополнительно растворить в этом растворе?

Решение

В насыщенном при 0 °С растворе массовая доля бромида марганца:

1(MnBr2) = 127/227 = 0,56.

В 250 г этого раствора содержится:

m1(MnBr2) = 0,56•250 = 140 г.

При 40 °С для насыщения этого раствора добавили mдоп(MnBr2), массовая доля соли стала:

2(MnBr2) = m2(MnBr2)/m2(р-ра) = (140 + mдоп(MnBr2))/(250 + mдоп(MnBr2)) = 0,628.

Отсюда mдоп(MnBr2) = 45,7 г.

Ответ. 45,7 г.

Продолжение следует