Oxydes- Ce substances complexes, constitué d'atomes de deux éléments, dont l'un est l'oxygène avec un état d'oxydation de -2. Dans ce cas, l’oxygène est lié uniquement à l’élément le moins électronégatif.

Selon le deuxième élément, les oxydes présentent des propriétés chimiques différentes. DANS cours scolaire Les oxydes sont traditionnellement divisés en salifiants et non salifiants. Certains oxydes sont classés comme sels (doubles).

Double les oxydes sont des oxydes formé par l'élément Avec différents degrés oxydation.

Formation de sel Les oxydes sont divisés en basiques, amphotères et acides.

Basique les oxydes sont des oxydes qui ont des propriétés basiques caractéristiques. Il s'agit notamment des oxydes formés par des atomes métalliques avec les états d'oxydation +1 et +2.

Acide les oxydes sont des oxydes caractérisés par des propriétés acides. Ceux-ci incluent des oxydes formés par des atomes métalliques avec des états d'oxydation +5, +6 et +7, ainsi que des atomes non métalliques.

Amphotère les oxydes sont des oxydes caractérisés par des propriétés à la fois basiques et acides. Il s'agit d'oxydes métalliques aux états d'oxydation +3 et +4, ainsi que de quatre oxydes aux états d'oxydation +2 : ZnO, PbO, SnO et BeO.

Ne forme pas de sel les oxydes ne présentent pas de caractéristiques basiques ou propriétés acides les hydroxydes ne leur correspondent pas. Les oxydes non salifiants comprennent quatre oxydes : CO, NO, N 2 O et SiO.

Classement des oxydes

Obtention d'oxydes

Méthodes générales de production d'oxydes :

1. Interaction de substances simples avec l'oxygène :

1.1. Oxydation des métaux: La plupart des métaux sont oxydés par l'oxygène en oxydes avec des états d'oxydation stables.

Par exemple , l'aluminium réagit avec l'oxygène pour former un oxyde :

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

N'interagit pas avec l'oxygène or, platine, palladium.

Sodium lorsqu'il est oxydé par l'oxygène de l'air, il forme principalement du peroxyde de Na 2 O 2,

2Na + O 2 → 2Na 2 O 2

Potassium, césium, rubidium forment majoritairement des peroxydes de composition MeO 2 :

K + O 2 → KO 2

Remarques: les métaux à état d'oxydation variable sont oxydés par l'oxygène de l'air, généralement jusqu'à un état d'oxydation intermédiaire (+3) :

4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3

4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3

Fer brûle également avec formation de tartre de fer - oxyde de fer (II, III) :

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

1.2. Oxydation de substances simples non métalliques.

En règle générale, l'oxydation des non-métaux produit un oxyde non métallique avec le degré d'oxydation le plus élevé, si l'oxygène est en excès, ou un oxyde non métallique avec diplôme intermédiaire oxydation en cas de pénurie d’oxygène.

Par exemple, le phosphore est oxydé par un excès d'oxygène en oxyde de phosphore (V), et sous l'influence d'un manque d'oxygène en oxyde de phosphore (III) :

4P + 5O 2(g) → 2P 2 O 5

4P + 3O 2 (semaine) → 2P 2 O 3

Mais il y en a des exceptions .

Par exemple, le soufre brûle uniquement en oxyde de soufre (IV) :

S + O 2 → SO 2

L'oxyde de soufre (VI) ne peut être obtenu que par oxydation de l'oxyde de soufre (IV) dans des conditions difficiles en présence d'un catalyseur :

2SO2+ O2=2SO 3

L'azote n'est oxydé par l'oxygène qu'à une température très élevée (environ 2 000 °C) ou sous l'influence decharge electrique, et uniquement à l'oxyde nitrique (II) :

N2 + O2 = 2NO

Le fluor F2 n'est pas oxydé par l'oxygène (le fluor lui-même oxyde l'oxygène). Les autres halogènes (chlore Cl 2, brome…), les gaz inertes (hélium He, néon, argon, krypton) n'interagissent pas avec l'oxygène.

2. Oxydation de substances complexes(composés binaires) : sulfures, hydrures, phosphures, etc.

Lorsque des substances complexes, généralement constituées de deux éléments, sont oxydées avec de l'oxygène, un mélange d'oxydes de ces éléments se forme dans des états d'oxydation stables.

Par exemple, lors de la combustion de la pyrite FeS 2, de l'oxyde de fer (III) et de l'oxyde de soufre (IV) se forment :

4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Le sulfure d'hydrogène brûle pour former de l'oxyde de soufre (IV) en cas d'excès d'oxygène et pour former du soufre en cas de manque d'oxygène :

2H 2 S + 3O 2(g) → 2H 2 O + 2SO 2

2H 2 S + O 2 (semaine) → 2H 2 O + 2S

Mais l'ammoniac brûle pour se former substance simple N 2, parce que L'azote ne réagit avec l'oxygène que dans des conditions difficiles :

4NH 3 + 3O 2 →2N 2 + 6H 2 O

Mais en présence d'un catalyseur, l'ammoniac est oxydé par l'oxygène en oxyde d'azote (II) :

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

3. Décomposition des hydroxydes. Les oxydes peuvent également être obtenus à partir d'hydroxydes - acides ou bases. Certains hydroxydes sont instables et se décomposent spontanément en oxyde et en eau ; Pour décomposer certains autres hydroxydes (généralement insolubles dans l’eau), ils doivent être chauffés (calcinés).

hydroxyde → oxyde + eau

L'acide carbonique, l'acide sulfureux, l'hydroxyde d'ammonium, les hydroxydes d'argent (I), de cuivre (I) se décomposent spontanément dans une solution aqueuse :

H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2

NH4OH → NH3 + H2O

2AgOH → Ag2O + H2O

2CuOH → Cu 2 O + H 2 O

Lorsqu'ils sont chauffés, la plupart des hydroxydes insolubles se décomposent en oxydes - acide silicique, hydroxydes métaux lourds— hydroxyde de fer (III), etc.:

H 2 SiO 3 → H 2 O + SiO 2

2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O

4. Une autre façon d'obtenir des oxydes est décomposition de composés complexes - sels .

Par exemple, les carbonates insolubles et le carbonate de lithium se décomposent en oxydes lorsqu'ils sont chauffés :

Li 2 CO 3 → H 2 O + Li 2 O

CaCO 3 → CaO + CO 2

Les sels formés par des acides oxydants forts (nitrates, sulfates, perchlorates, etc.) lorsqu'ils sont chauffés se décomposent généralement avec un changement de l'état d'oxydation :

2Zn(NON 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2

Vous pouvez en savoir plus sur la décomposition des nitrates dans l'article.

Propriétés chimiques des oxydes

Une partie importante des propriétés chimiques des oxydes est décrite par le schéma des relations entre les principales classes de substances inorganiques.

Avant de commencer à parler des propriétés chimiques des oxydes, nous devons nous rappeler que tous les oxydes sont divisés en 4 types, à savoir basiques, acides, amphotères et non salifiants. Afin de déterminer le type d'un oxyde, vous devez tout d'abord comprendre s'il s'agit d'un oxyde métallique ou non métallique devant vous, puis utiliser l'algorithme (vous devez l'apprendre !) présenté dans le tableau suivant. :

En plus des types d'oxydes indiqués ci-dessus, nous présenterons également deux autres sous-types d'oxydes basiques, en fonction de leur activité chimique, à savoir oxydes basiques actifs Et oxydes basiques peu actifs.

• À oxydes basiques actifs Nous incluons les oxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux (tous les éléments des groupes IA et IIA, à l'exception de l'hydrogène H, du béryllium Be et du magnésium Mg). Par exemple, Na 2 O, CaO, Rb 2 O, SrO, etc.
• À oxydes basiques peu actifs nous inclurons tous les principaux oxydes qui ne sont pas inclus dans la liste oxydes basiques actifs. Par exemple, FeO, CuO, CrO, etc.

Il est logique de supposer que les oxydes basiques actifs entrent souvent dans des réactions que les oxydes faiblement actifs ne font pas.

Il convient de noter que malgré le fait que l'eau soit en fait un oxyde d'un non-métal (H 2 O), ses propriétés sont généralement considérées indépendamment des propriétés des autres oxydes. Cela est dû à sa répartition particulièrement importante dans le monde qui nous entoure et c'est pourquoi, dans la plupart des cas, l'eau n'est pas un réactif, mais un milieu dans lequel d'innombrables activités peuvent avoir lieu. réactions chimiques. Cependant, il participe souvent directement à diverses transformations, notamment certains groupes d'oxydes réagissent avec lui.

Quels oxydes réagissent avec l'eau ?

De tous les oxydes avec de l'eau réagir seulement:

1) tous les oxydes basiques actifs (oxydes de métaux alcalins et de métaux alcalins) ;

2) tous les oxydes d'acide, à l'exception du dioxyde de silicium (SiO 2) ;

ceux. De ce qui précède, il s'ensuit qu'avec de l'eau exactement ne réagis pas:

1) tous les oxydes basiques peu actifs ;

2) tous les oxydes amphotères ;

3) oxydes non salifiants (NO, N 2 O, CO, SiO).

Note:

L'oxyde de magnésium réagit lentement avec l'eau lorsqu'il est bouilli. Sans fort chauffage, la réaction de MgO avec H 2 O ne se produit pas.

La possibilité de déterminer quels oxydes peuvent réagir avec l'eau même sans la possibilité d'écrire les équations de réaction correspondantes vous permet déjà d'obtenir des points pour certaines questions de la partie test de l'examen d'État unifié.

Voyons maintenant comment certains oxydes réagissent avec l'eau, c'est-à-dire Apprenons à écrire les équations de réaction correspondantes.

Oxydes basiques actifs, réagissant avec l'eau, forment leurs hydroxydes correspondants. Rappelons que l'oxyde métallique correspondant est un hydroxyde qui contient le métal dans le même état d'oxydation que l'oxyde. Ainsi, par exemple, lorsque les oxydes basiques actifs K +1 2 O et Ba +2 O réagissent avec l'eau, leurs hydroxydes correspondants K +1 OH et Ba +2 (OH) 2 se forment :

K2O + H2O = 2KOH- l'hydroxyde de potassium

BaO + H 2 O = Ba(OH)2– hydroxyde de baryum

Tous les hydroxydes correspondant aux oxydes basiques actifs (oxydes de métaux alcalins et de métaux alcalins) appartiennent aux alcalis. Les alcalis sont tous des hydroxydes métalliques hautement solubles dans l'eau, ainsi que de l'hydroxyde de calcium peu soluble Ca(OH) 2 (à titre exceptionnel).

L'interaction des oxydes acides avec l'eau, ainsi que la réaction des oxydes basiques actifs avec l'eau, conduisent à la formation des hydroxydes correspondants. Ce n'est que dans le cas des oxydes acides qu'ils correspondent non pas à des oxydes basiques, mais à des hydroxydes acides, plus souvent appelés acides contenant de l'oxygène. Rappelons que l'oxyde acide correspondant est un acide oxygéné qui contient un élément acidogène dans le même état d'oxydation que dans l'oxyde.

Ainsi, si nous voulons, par exemple, écrire l'équation de l'interaction de l'oxyde acide SO 3 avec l'eau, nous devons tout d'abord rappeler les principales étudiées dans programme scolaire, acides contenant du soufre. Il s'agit du sulfure d'hydrogène H 2 S, des acides sulfureux H 2 SO 3 et sulfurique H 2 SO 4. Comme il est facile de le voir, l'acide sulfure d'hydrogène H 2 S ne contient pas d'oxygène, sa formation lors de l'interaction du SO 3 avec l'eau peut donc être immédiatement exclue. Parmi les acides H 2 SO 3 et H 2 SO 4, le soufre à l'état d'oxydation +6, comme dans l'oxyde SO 3, ne contient que acide sulfurique H2SO4. C'est donc précisément cela qui se formera lors de la réaction du SO 3 avec l'eau :

H 2 O + SO 3 = H 2 SO 4

De même, l'oxyde N 2 O 5, contenant de l'azote à l'état d'oxydation +5, réagissant avec l'eau, forme de l'acide nitrique HNO 3, mais en aucun cas du HNO 2 nitreux, puisque dans l'acide nitrique l'état d'oxydation de l'azote est le même que dans N 2 O 5 , est égal à +5, et dans l'azote - +3 :

N +5 2 O 5 + H 2 O = 2HN +5 O 3

Exception:

L'oxyde d'azote (IV) (NO 2) est un oxyde non métallique à l'état d'oxydation +4, c'est-à-dire conformément à l'algorithme décrit dans le tableau au tout début de ce chapitre, il doit être classé parmi les oxydes acides. Cependant, aucun acide ne contient de l’azote à l’état d’oxydation +4.

2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3

Interaction des oxydes entre eux

Tout d'abord, il faut bien comprendre que parmi les oxydes salifiants (acides, basiques, amphotères), les réactions ne se produisent presque jamais entre les oxydes d'une même classe, c'est-à-dire Dans la grande majorité des cas, l’interaction est impossible :

1) oxyde basique + oxyde basique ≠

2) oxyde d'acide + oxyde d'acide ≠

3) oxyde amphotère + oxyde amphotère ≠

Alors que l'interaction entre les oxydes appartenant au différents types, c'est à dire. presque toujours fuient réactions entre :

1) oxyde basique et oxyde acide ;

2) oxyde amphotère et oxyde acide ;

3) oxyde amphotère et oxyde basique.

À la suite de toutes ces interactions, le produit est toujours du sel moyen (normal).

Examinons plus en détail toutes ces paires d’interactions.

Résultat de l’interaction :

Me x O y + oxyde d'acide, où Me x O y – oxyde métallique (basique ou amphotère)

il se forme un sel constitué du cation métallique Me (issu du Me x O y initial) et du résidu acide de l'acide correspondant à l'oxyde d'acide.

À titre d'exemple, essayons d'écrire les équations d'interaction pour les paires de réactifs suivantes :

Na 2 O + P 2 O 5 Et Al 2 O 3 + SO 3

Dans la première paire de réactifs, nous voyons un oxyde basique (Na 2 O) et un oxyde acide (P 2 O 5). Dans le second - oxyde amphotère (Al 2 O 3) et oxyde acide (SO 3).

Comme déjà mentionné, à la suite de l'interaction d'un oxyde basique/amphotère avec un acide, un sel se forme, constitué d'un cation métallique (de l'oxyde basique/amphotère d'origine) et d'un résidu acide de l'acide correspondant au oxyde acide d'origine.

Ainsi, l'interaction de Na 2 O et P 2 O 5 devrait former un sel constitué de cations Na + (de Na 2 O) et du résidu acide PO 4 3-, puisque l'oxyde P +5 2 O 5 correspond à l'acide H 3 P +5 O4. Ceux. À la suite de cette interaction, du phosphate de sodium se forme :

3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4- phosphate de sodium

À son tour, l'interaction d'Al 2 O 3 et de SO 3 devrait former un sel constitué de cations Al 3+ (de Al 2 O 3) et du résidu acide SO 4 2-, puisque l'oxyde S +6 O 3 correspond à l'acide H 2 S +6 O4. Ainsi, à la suite de cette réaction, on obtient du sulfate d'aluminium :

Al 2 O 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3- du sulfate d'aluminium

Plus spécifique est l’interaction entre les oxydes amphotères et basiques. Ces réactions s'effectuent à des températures élevées et leur apparition est possible du fait que l'oxyde amphotère joue en fait le rôle d'un oxyde acide. À la suite de cette interaction, un sel d’une composition spécifique se forme, constitué d’un cation métallique formant l’oxyde basique d’origine et d’un « résidu acide »/anion, qui comprend le métal de l’oxyde amphotère. La formule d’un tel « résidu acide »/anion est vue générale peut s'écrire MeO 2 x -, où Me est un métal issu d'un oxyde amphotère, et x = 2 dans le cas d'oxydes amphotères avec formule générale tapez Me +2 O (ZnO, BeO, PbO) et x = 1 – pour les oxydes amphotères de formule générale Me +3 2 O 3 (par exemple, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 et Fe 2 O 3).

Essayons d'écrire les équations d'interaction à titre d'exemple

ZnO + Na2O Et Al 2 O 3 + BaO

Dans le premier cas, ZnO est un oxyde amphotère de formule générale Me +2 O, et Na 2 O est un oxyde basique typique. Selon ce qui précède, à la suite de leur interaction, un sel devrait se former, constitué d'un cation métallique formant un oxyde basique, c'est-à-dire dans notre cas, Na + (de Na 2 O) et le « résidu acide »/anion de formule ZnO 2 2-, puisque l'oxyde amphotère a une formule générale de la forme Me + 2 O. Ainsi, la formule du sel obtenu, sous réserve de la condition de neutralité électrique de l'un d'entre eux unité structurelle(« molécules ») ressemblera à Na 2 ZnO 2 :

ZnO + Na2O = à=> Na2ZnO2

Dans le cas d'une paire de réactifs en interaction Al 2 O 3 et BaO, la première substance est un oxyde amphotère de formule générale Me + 3 2 O 3, et la seconde est un oxyde basique typique. Dans ce cas, un sel se forme contenant un cation métallique à partir de l'oxyde principal, c'est-à-dire Ba 2+ (de BaO) et le « résidu acide »/anion AlO 2 - . Ceux. la formule du sel obtenu, sous réserve de la condition de neutralité électrique de l'une de ses unités structurelles (« molécules »), aura la forme Ba(AlO 2) 2, et l'équation d'interaction elle-même s'écrira sous la forme :

Al 2 O 3 + BaO = à=> Ba(AlO2)2

Comme nous l'avons écrit ci-dessus, la réaction se produit presque toujours :

Me x O y + oxyde d'acide,

où Me x O y est un oxyde métallique basique ou amphotère.

Cependant, il y a deux oxydes d’acide « capricieux » à retenir : gaz carbonique(CO 2) et dioxyde de soufre (SO 2). Leur « minutie » réside dans le fait que malgré leurs propriétés acides évidentes, l'activité du CO 2 et du SO 2 n'est pas suffisante pour qu'ils interagissent avec les oxydes basiques et amphotères peu actifs. Parmi les oxydes métalliques, ils réagissent uniquement avec oxydes basiques actifs(oxydes de métaux alcalins et alcalins). Par exemple, Na 2 O et BaO, étant des oxydes basiques actifs, peuvent réagir avec eux :

CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3

SO 2 + BaO = BaSO 3

Alors que les oxydes CuO et Al 2 O 3, qui ne sont pas apparentés aux oxydes basiques actifs, ne réagissent pas avec le CO 2 et le SO 2 :

CO 2 + CuO ≠

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

SO 2 + CuO ≠

SO 2 + Al 2 O 3 ≠

Interaction des oxydes avec les acides

Les oxydes basiques et amphotères réagissent avec les acides. Dans ce cas, des sels et de l'eau se forment :

FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O

Les oxydes non salifiants ne réagissent pas du tout avec les acides, et les oxydes acides ne réagissent pas avec les acides dans la plupart des cas.

Quand un oxyde acide réagit-il avec un acide ?

Décider partie de l'examen d'État unifié avec les options de réponse, vous devez supposer que les oxydes acides ne réagissent ni avec les oxydes acides ni avec les acides, sauf dans les cas suivants :

1) le dioxyde de silicium, étant un oxyde acide, réagit avec l'acide fluorhydrique et s'y dissout. Grâce à cette réaction, le verre peut notamment être dissous dans l’acide fluorhydrique. Dans le cas d'un excès de HF, l'équation de réaction a la forme :

SiO 2 + 6HF = H 2 + 2H 2 O,

et en cas de déficit en HF :

SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O

2) SO 2, étant un oxyde acide, réagit facilement avec l'acide sulfure d'hydrogène H 2 S comme co-proportion:

S +4 O 2 + 2H 2 S -2 = 3S 0 + 2H 2 O

3) L'oxyde de phosphore (III) P 2 O 3 peut réagir avec des acides oxydants, notamment l'acide sulfurique concentré et l'acide nitrique de n'importe quelle concentration. Dans ce cas, l'état d'oxydation du phosphore passe de +3 à +5 :

P2O3	+	2H2SO4	+	H2O	=à=>	2SO 2	+	2H3PO4
		(conc.)

3 P2O3	+	4HNO3	+	7 H2O	=à=>	4NON	+	6 H3PO4
		(détaillé)

2HNO3	+	3SO 2	+	2H2O	=à=>	3H2SO4	+	2NON
(détaillé)

Interaction des oxydes avec les hydroxydes métalliques

Les oxydes acides réagissent avec les hydroxydes métalliques, basiques et amphotères. Cela produit un sel constitué d'un cation métallique (issu de l'hydroxyde métallique d'origine) et d'un résidu acide correspondant à l'oxyde d'acide.

SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

Oxydes acides, qui correspondent aux acides polybasiques, peuvent former à la fois des sels normaux et acides avec les alcalis :

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

P 2 O 5 + 4KOH = 2K 2 HPO 4 + H 2 O

P 2 O 5 + 2KOH + H 2 O = 2KH 2 PO 4

Les oxydes « capricieux » CO 2 et SO 2, dont l'activité, comme déjà mentionné, n'est pas suffisante pour leur réaction avec les oxydes basiques et amphotères peu actifs, réagissent néanmoins avec la plupart des hydroxydes métalliques correspondants. Plus précisément, le dioxyde de carbone et le dioxyde de soufre réagissent avec les hydroxydes insolubles sous forme de suspension dans l'eau. Dans ce cas, seules les informations de base Ô des sels naturels appelés hydroxycarbonates et hydroxosulfites, et la formation de sels intermédiaires (normaux) est impossible :

2Zn(OH) 2 + CO 2 = (ZnOH) 2 CO 3 + H 2 O(en solution)

2Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O(en solution)

Cependant, le dioxyde de carbone et le dioxyde de soufre ne réagissent pas du tout avec les hydroxydes métalliques à l'état d'oxydation +3, par exemple comme Al(OH) 3, Cr(OH) 3, etc.

A noter également que le dioxyde de silicium (SiO 2 ) est particulièrement inerte, on le retrouve le plus souvent dans la nature sous forme de sable ordinaire. Cet oxyde est acide, mais parmi les hydroxydes métalliques, il n'est capable de réagir qu'avec des solutions concentrées (50 à 60 %) d'alcalis, ainsi qu'avec des alcalis purs (solides) lors de la fusion. Dans ce cas, des silicates se forment :

2NaOH + SiO2 = à=> Na 2 SiO 3 + H 2 O

Les oxydes amphotères des hydroxydes métalliques réagissent uniquement avec les alcalis (hydroxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux). Dans ce cas, lorsque la réaction est effectuée en solutions aqueuses, des sels complexes solubles se forment :

ZnO + 2NaOH + H 2 O = Na 2- tétrahydroxozincate de sodium

BeO + 2NaOH + H 2 O = Na 2- tétrahydroxobéryllate de sodium

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na- tétrahydroxyaluminate de sodium

Et lorsque ces mêmes oxydes amphotères sont fusionnés avec des alcalis, on obtient des sels constitués d'un cation alcalin ou alcalino-terreux et d'un anion du type MeO 2 x -, où X= 2 dans le cas d'oxyde amphotère de type Me +2 O et X= 1 pour un oxyde amphotère de forme Me 2 +2 O 3 :

ZnO + 2NaOH = à=> Na 2 ZnO 2 + H 2 O

BeO + 2NaOH = à=> Na 2 BeO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH = à=> 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + 2NaOH = à=> 2NaCrO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH = à=> 2NaFeO 2 + H 2 O

Il convient de noter que les sels obtenus par fusion d'oxydes amphotères avec des alcalis solides peuvent être facilement obtenus à partir de solutions des composés correspondants. sels complexes leur évaporation et leur calcination ultérieure :

Na2 = à=> Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Na = à=> NaAlO 2 + 2H 2 O

Interaction des oxydes avec les sels moyens

Le plus souvent, les sels moyens ne réagissent pas avec les oxydes.

Cependant, vous devez connaître les exceptions suivantes à cette règle, qui sont souvent rencontrées lors de l'examen.

L'une de ces exceptions est que les oxydes amphotères, ainsi que le dioxyde de silicium (SiO 2), lorsqu'ils sont fusionnés avec des sulfites et des carbonates, déplacent respectivement le dioxyde de soufre (SO 2) et le dioxyde de carbone (CO 2) de ces derniers. Par exemple:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 = à=> 2NaAlO 2 + CO 2

SiO 2 + K 2 SO 3 = à=> K2SiO3 + SO2

En outre, les réactions des oxydes avec les sels peuvent conditionnellement inclure l'interaction du dioxyde de soufre et du dioxyde de carbone avec des solutions aqueuses ou des suspensions des sels correspondants - sulfites et carbonates, conduisant à la formation de sels acides :

Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O = 2NaHCO 3

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

Également du dioxyde de soufre lorsqu'il est traversé solutions aqueuses ou une suspension de carbonates en déplace le dioxyde de carbone en raison du fait que l'acide sulfureux est un acide plus fort et plus stable que l'acide carbonique :

K 2 CO 3 + SO 2 = K 2 SO 3 + CO 2

ORR impliquant des oxydes

Réduction des oxydes métalliques et non métalliques

Tout comme les métaux peuvent réagir avec des solutions de sels de métaux moins actifs, déplaçant ces derniers sous forme libre, les oxydes métalliques lorsqu'ils sont chauffés sont également capables de réagir avec des métaux plus actifs.

Rappelons que l'activité des métaux peut être comparée soit à l'aide de la série d'activité des métaux, soit, si un ou deux métaux ne sont pas dans la série d'activité, par leur position l'un par rapport à l'autre dans le tableau périodique : l'inférieur et l'autre. quitte le métal, plus il est actif. Il est également utile de rappeler que tout métal de la famille AHM et ALP sera toujours plus actif qu'un métal qui n'est pas représentatif de l'ALM ou de l'ALP.

En particulier, la méthode d'aluminothermie, utilisée dans l'industrie pour obtenir des métaux aussi difficiles à réduire que le chrome et le vanadium, repose sur l'interaction d'un métal avec l'oxyde d'un métal moins actif :

Cr 2 O 3 + 2Al = à=> Al2O3 + 2Cr

Au cours du processus d'aluminothermie, une quantité colossale de chaleur est générée et la température du mélange réactionnel peut atteindre plus de 2 000 °C.

De plus, les oxydes de presque tous les métaux situés dans la série d'activités à droite de l'aluminium peuvent être réduits en métaux libres par l'hydrogène (H 2), le carbone (C) et le monoxyde de carbone (CO) lorsqu'ils sont chauffés. Par exemple:

Fe 2 O 3 + 3CO = à=> 2Fe + 3CO2

CuO+C= à=> Cu + CO

FeO + H2 = à=> Fe + H 2 O

Il est à noter que si le métal peut présenter plusieurs états d'oxydation, en cas de carence du réducteur utilisé, une réduction incomplète des oxydes est également possible. Par exemple:

Fe 2 O 3 + CO =t o=> 2FeO + CO2

4CuO + C = à=> 2Cu2O + CO2

Oxydes de métaux actifs (alcalis, alcalino-terreux, magnésium et aluminium) avec hydrogène et monoxyde de carbone ne réagis pas.

Cependant, les oxydes de métaux actifs réagissent avec le carbone, mais différemment des oxydes de métaux moins actifs.

Dans le cadre du programme d'examen d'État unifié, afin de ne pas se tromper, il faut supposer qu'à la suite de la réaction d'oxydes de métaux actifs (jusqu'à Al inclus) avec le carbone, la formation de métal alcalin libre, d'alcali le métal, le Mg et l'Al sont impossibles. Dans de tels cas, du carbure métallique se forme et monoxyde de carbone. Par exemple:

2Al2O3 + 9C = à=> Al4C3 + 6CO

CaO + 3C = à=> CaC2 + CO

Les oxydes de non-métaux peuvent souvent être réduits par les métaux en non-métaux libres. Par exemple, lorsqu'ils sont chauffés, les oxydes de carbone et de silicium réagissent avec les métaux alcalins, alcalino-terreux et le magnésium :

CO2 + 2Mg = à=> 2MgO + C

SiO2 + 2Mg = à=>Si + 2MgO

Avec un excès de magnésium, cette dernière interaction peut également conduire à la formation siliciure de magnésium Mg2Si :

SiO2 + 4Mg = à=> Mg2Si + 2MgO

Les oxydes d'azote peuvent être réduits relativement facilement, même avec des métaux moins actifs, comme le zinc ou le cuivre :

Zn + 2NO = à=> ZnO + N2

2NO2 + 4Cu = à=> 4CuO + N2

Interaction des oxydes avec l'oxygène

Afin de pouvoir répondre à la question de savoir si un oxyde réagit avec l'oxygène (O 2) dans les tâches du véritable examen d'État unifié, vous devez d'abord vous rappeler que les oxydes qui peuvent réagir avec l'oxygène (parmi ceux que vous pouvez rencontrer dans l'examen lui-même) ne peuvent former que des éléments chimiques de la liste :

carbone C, silicium Si, phosphore P, soufre S, cuivre Cu, manganèse Mn, fer Fe, chrome Cr, azote N

Trouvé dans véritable examen d'État unifié les oxydes de tout autre élément chimique réagissent avec l'oxygène Ne fera pas (!).

Pour une mémorisation plus visuelle et pratique de la liste des éléments listés ci-dessus, à mon avis, l'illustration suivante est pratique :

Tous les éléments chimiques capables de former des oxydes réagissant avec l'oxygène (parmi ceux rencontrés à l'examen)

Tout d'abord, parmi les éléments répertoriés, il convient de considérer l'azote N, car le rapport de ses oxydes à l'oxygène diffère sensiblement des oxydes des autres éléments de la liste ci-dessus.

Il faut bien rappeler que l'azote peut former au total cinq oxydes, à savoir :

De tous les oxydes d'azote pouvant réagir avec l'oxygène seulement NON. Cette réaction se produit très facilement lorsque le NO est mélangé à la fois à de l’oxygène pur et à de l’air. Dans ce cas, on observe un changement rapide de la couleur du gaz de l'incolore (NO) au brun (NO 2) :

2NON	+	O2	=	2NON 2
incolore				brun

Afin de répondre à la question : est-ce qu'un oxyde d'un autre des éléments chimiques énumérés ci-dessus réagit avec l'oxygène (c'est-à-dire AVEC,Si, P., S, Cu, Mn, Fe, Cr) — Tout d'abord, vous devez vous en souvenir basiqueétat d'oxydation (CO). Les voici :

Ensuite, vous devez vous rappeler que parmi les oxydes possibles des éléments chimiques ci-dessus, seuls ceux qui contiennent l'élément à l'état d'oxydation minimum parmi ceux indiqués ci-dessus réagiront avec l'oxygène. Dans ce cas, l’état d’oxydation de l’élément augmente jusqu’à la valeur positive la plus proche possible :

élément	Le rapport de ses oxydesà l'oxygène
AVEC	Le minimum parmi les principaux états d'oxydation positifs du carbone est égal à +2 , et le plus proche positif est +4 . Ainsi, seul le CO réagit avec l'oxygène des oxydes C +2 O et C +4 O 2. Dans ce cas, la réaction se produit : 2C +2 O + O 2 = à=> 2C +4O2 CO2 + O2 ≠- la réaction est en principe impossible, car +4 – le plus haut degré d’oxydation du carbone.
Si	Le minimum parmi les principaux états d'oxydation positifs du silicium est +2, et le plus proche est +4. Ainsi, seul SiO réagit avec l'oxygène des oxydes Si +2 O et Si +4 O 2. En raison de certaines caractéristiques des oxydes SiO et SiO 2, l'oxydation d'une partie seulement des atomes de silicium dans l'oxyde Si + 2 O est possible. du fait de son interaction avec l'oxygène, il se forme un oxyde mixte contenant à la fois du silicium à l'état d'oxydation +2 et du silicium à l'état d'oxydation +4, à savoir Si 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2) : 4Si +2 O + O 2 = à=> 2Si +2 ,+4 2 O 3 (Si +2 O·Si +4 O 2) SiO 2 + O 2 ≠- la réaction est en principe impossible, car +4 – l’état d’oxydation le plus élevé du silicium.
P.	Le minimum parmi les principaux états d'oxydation positifs du phosphore est de +3, et le plus proche est de +5. Ainsi, seul P 2 O 3 réagit avec l'oxygène des oxydes P +3 2 O 3 et P +5 2 O 5. Dans ce cas, la réaction d'oxydation supplémentaire du phosphore avec l'oxygène se produit du degré d'oxydation +3 au degré d'oxydation +5 : P +3 2 O 3 + O 2 = à=> P +5 2 O 5 P +5 2 O 5 + O 2 ≠- la réaction est en principe impossible, car +5 – l'état d'oxydation le plus élevé du phosphore.
S	Le minimum parmi les principaux états d'oxydation positifs du soufre est de +4, et l'état d'oxydation positif le plus proche est de +6. Ainsi, seul le SO 2 réagit avec l'oxygène des oxydes S +4 O 2 et S +6 O 3 . Dans ce cas, la réaction se produit : 2S +4 O 2 + O 2 = à=> 2S +6O3 2S +6 O 3 + O 2 ≠- la réaction est en principe impossible, car +6 – le plus haut degré d'oxydation du soufre.
Cu	Le minimum parmi les états d'oxydation positifs du cuivre est +1, et la valeur la plus proche est positive (et la seule) +2. Ainsi, seul Cu 2 O réagit avec l'oxygène des oxydes Cu +1 2 O, Cu +2 O. Dans ce cas, la réaction se produit : 2Cu +1 2 O + O 2 = à=> 4Cu +2O CuO + O 2 ≠- la réaction est en principe impossible, car +2 – l'état d'oxydation le plus élevé du cuivre.
Cr	Le minimum parmi les principaux états d'oxydation positifs du chrome est +2, et le plus proche est +3. Ainsi, seul CrO réagit avec l'oxygène des oxydes Cr +2 O, Cr +3 2 O 3 et Cr +6 O 3, tout en étant oxydé par l'oxygène jusqu'au prochain (possible) état d'oxydation positif, c'est-à-dire +3 : 4Cr +2 O + O 2 = à=> 2Cr +3 2 O 3 Cr +3 2 O 3 + O 2 ≠- la réaction ne se déroule pas, malgré le fait que l'oxyde de chrome existe et dans un état d'oxydation supérieur à +3 (Cr +6 O 3). L'impossibilité de cette réaction est due au fait que l'échauffement nécessaire à son hypothétique mise en œuvre dépasse largement la température de décomposition de l'oxyde de CrO 3 . Cr +6 O 3 + O 2 ≠ — cette réaction ne peut en principe pas avoir lieu, car +6 est l’état d’oxydation le plus élevé du chrome.
Mn	Le minimum parmi les principaux états d'oxydation positifs du manganèse est de +2 et le plus proche est de +4. Ainsi, parmi les oxydes possibles Mn +2 O, Mn +4 O 2, Mn +6 O 3 et Mn +7 2 O 7, seul MnO réagit avec l'oxygène, tout en étant oxydé par l'oxygène jusqu'au prochain (possible) état d'oxydation positif , t.e. +4 : 2Mn +2 O + O 2 = à=> 2Mn +4O2 alors que: Mn +4 O 2 + O 2 ≠ Et Mn +6 O 3 + O 2 ≠- les réactions ne se produisent pas, malgré le fait qu'il existe de l'oxyde de manganèse Mn 2 O 7 contenant du Mn dans un état d'oxydation supérieur à +4 et +6. Cela est dû au fait que nécessaire pour une oxydation hypothétique ultérieure des oxydes de Mn +4 O2 et Mn +6 Le chauffage de l'O 3 dépasse largement la température de décomposition des oxydes résultants MnO 3 et Mn 2 O 7. Mn +7 2 O 7 + O 2 ≠- cette réaction est en principe impossible, car +7 – l'état d'oxydation le plus élevé du manganèse.
Fe	Le minimum parmi les principaux états d'oxydation positifs du fer est égal à +2 , et le plus proche parmi les possibles est +3 . Malgré le fait que pour le fer il existe un état d'oxydation de +6, l'oxyde acide FeO 3, ainsi que l'acide « fer » correspondant, n'existent pas. Ainsi, parmi les oxydes de fer, seuls les oxydes contenant du Fe à l'état d'oxydation +2 peuvent réagir avec l'oxygène. C'est soit de l'oxyde de Fe +2 O, ou oxyde de fer mixte Fe +2 ,+3 3 O 4 (échelle de fer) : 4Fe +2 O + O 2 = à=> 2Fe +3 2 O 3 ou 6Fe +2 O + O 2 = à=> 2Fe +2,+3 3 O 4 oxyde mixte Fe +2,+3 3 O 4 peut être oxydé en Fe +3 2 ou 3 : 4Fe +2,+3 3 O 4 + O 2 = à=> 6Fe +3 2 O 3 Fe +3 2 O 3 + O 2 ≠ - cette réaction est en principe impossible, car Il n'y a pas d'oxydes contenant du fer dans un état d'oxydation supérieur à +3.

Les oxydes sont des substances complexes constituées de deux éléments, dont l'oxygène. Les oxydes peuvent être salifiants ou non : un type d'oxydes salifiants est celui des oxydes basiques. En quoi diffèrent-ils des autres espèces et quelles sont leurs propriétés chimiques ?

Les oxydes salifiants sont divisés en oxydes basiques, acides et amphotères. Si les oxydes basiques correspondent aux bases, alors les oxydes acides correspondent aux acides et les oxydes amphotères correspondent aux formations amphotères. Les oxydes amphotères sont des composés qui, selon les conditions, peuvent présenter des propriétés basiques ou acides.

Riz. 1. Classification des oxydes.

Les propriétés physiques des oxydes sont très diverses. Il peut s'agir de gaz (CO 2), de solides (Fe 2 O 3) ou de substances liquides (H 2 O).

Cependant, la plupart des oxydes basiques sont des solides de différentes couleurs.

les oxydes dans lesquels les éléments présentent leur activité la plus élevée sont appelés oxydes supérieurs. L'ordre d'augmentation des propriétés acides des oxydes supérieurs des éléments correspondants dans les périodes de gauche à droite s'explique par une augmentation progressive de la charge positive des ions de ces éléments.

Propriétés chimiques des oxydes basiques

Les oxydes basiques sont les oxydes auxquels correspondent les bases. Par exemple, les oxydes basiques K 2 O, CaO correspondent aux bases KOH, Ca(OH) 2.

Riz. 2. Oxydes basiques et leurs bases correspondantes.

Les oxydes basiques sont formés par des métaux typiques, ainsi que des métaux de valence variable dans l'état d'oxydation le plus bas (par exemple, CaO, FeO), réagissent avec les acides et les oxydes d'acide, formant des sels :

CaO (oxyde basique) + CO 2 (oxyde acide) = CaCO 3 (sel)

FeO (oxyde basique)+H 2 SO 4 (acide)=FeSO 4 (sel)+2H 2 O (eau)

Les oxydes basiques réagissent également avec les oxydes amphotères, entraînant la formation d'un sel, par exemple :

Seuls les oxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent avec l'eau :

BaO (oxyde basique) + H 2 O (eau) = Ba (OH) 2 (base métallique alcalino-terreux)

De nombreux oxydes basiques ont tendance à être réduits à des substances constituées d'atomes d'un seul élément chimique:

3CuO+2NH3 =3Cu+3H2O+N2

Lorsqu'ils sont chauffés, seuls les oxydes de mercure et les métaux nobles se décomposent :

Riz. 3. Oxyde de mercure.

Liste des principaux oxydes :

Nom de l'oxyde	Formule chimique	Propriétés
Oxyde de calcium	CaO	chaux vive, blanche substance cristalline
L'oxyde de magnésium	MgO	substance blanche, légèrement soluble dans l'eau
Oxyde de baryum	BaO	cristaux incolores avec un réseau cubique
Oxyde de cuivre II	CuO	substance noire pratiquement insoluble dans l'eau
	HgO	solide rouge ou jaune-orange
Oxyde de potassium	K2O	substance incolore ou jaune pâle
Oxyde de sodium	Na2O	substance constituée de cristaux incolores
Oxyde de lithium	Li2O	une substance constituée de cristaux incolores ayant une structure de réseau cubique

Dans les principaux sous-groupes tableau périodique lors du passage d'un élément à l'autre de haut en bas, on observe une augmentation des propriétés de base des oxydes

Qu'avons-nous appris ?

Dans la formation des oxydes basiques, l'un des éléments essentiels est l'oxygène. Les oxydes basiques ont un certain nombre de propriétés physiques et chimiques, telles que l'interaction avec l'eau, les acides et d'autres oxydes.

Test sur le sujet

Évaluation du rapport

Note moyenne: 4.6. Total des notes reçues : 734.

Aujourd'hui, nous commençons à nous familiariser avec les cours les plus importants composés inorganiques. Les substances inorganiques sont divisées selon leur composition, comme vous le savez déjà, en simples et complexes.

OXYDE	ACIDE	BASE	SEL
E x O y	NnUN A – résidu acide	Moi (OH)b OH – groupe hydroxyle	Moi n A b

Les substances inorganiques complexes sont divisées en quatre classes : oxydes, acides, bases, sels. Nous commençons par la classe des oxydes.

OXYDES

Oxydes - ce sont des substances complexes constituées de deux éléments chimiques, dont l'un est l'oxygène, avec une valence de 2. Un seul élément chimique - le fluor, lorsqu'il est combiné avec l'oxygène, ne forme pas un oxyde, mais du fluorure d'oxygène OF 2.
Ils sont simplement appelés « oxyde + nom de l'élément » (voir tableau). Si la valence d'un élément chimique est variable, elle est indiquée par un chiffre romain entre parenthèses après le nom de l'élément chimique.

Formule	Nom	Formule	Nom
	monoxyde de carbone(II)	Fe2O3	oxyde de fer(III)
	oxyde nitrique (II)	CrO3	oxyde de chrome(VI)
Al2O3	oxyde d'aluminium		oxyde de zinc
N2O5	oxyde nitrique (V)	Mn2O7	oxyde de manganèse (VII)

Classement des oxydes

Tous les oxydes peuvent être divisés en deux groupes : salifiants (basiques, acides, amphotères) et non salifiants ou indifférents.

Oxydes métalliques Fourrure x O y			Oxydes non métalliques neMe x O y
Basique	Acide	Amphotère	Acide	Indifférent
Moi, II Meh	V-VII Moi	ZnO,BeO,Al 2 O 3, Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3	> II neMe	Moi, II neMe CO, NON, N2O

1). Oxydes basiques sont des oxydes qui correspondent à des bases. Les principaux oxydes comprennent oxydes les métaux 1 et 2 groupes, ainsi que les métaux sous-groupes latéraux avec valence je Et II (sauf ZnO - oxyde de zinc et BeO – oxyde de béryllium) :

2). Oxydes acides- Ce sont des oxydes, qui correspondent aux acides. Les oxydes d'acide comprennent oxydes non métalliques (sauf ceux non salifères - indifférents), ainsi que oxydes métalliques sous-groupes latéraux avec valence de V avant VII (Par exemple, CrO 3 - oxyde de chrome (VI), Mn 2 O 7 - oxyde de manganèse (VII)) :

3). Oxydes amphotères- Ce sont des oxydes, qui correspondent aux bases et aux acides. Ceux-ci inclus oxydes métalliques sous-groupes principaux et secondaires avec valence III , Parfois IV , ainsi que le zinc et le béryllium (par exemple, BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).

4). Oxydes non salifiants– ce sont des oxydes indifférents aux acides et aux bases. Ceux-ci inclus oxydes non métalliques avec valence je Et II (Par exemple, N 2 O, NO, CO).

Conclusion : la nature des propriétés des oxydes dépend principalement de la valence de l'élément.

Par exemple, les oxydes de chrome :

CrO(II- principal);

Cr2O3 (III- amphotère);

CrO3(VII- acide).

Classement des oxydes

(par solubilité dans l'eau)

Oxydes acides	Oxydes basiques	Oxydes amphotères
Soluble dans l'eau. Exception – SiO2 (non soluble dans l'eau)	Seuls les oxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux se dissolvent dans l'eau. (ce sont des métaux Groupes I "A" et II "A", exception Be, Mg)	Ils n'interagissent pas avec l'eau. Insoluble dans l'eau

Effectuez les tâches :

1. Écrivez-le séparément formules chimiques oxydes acides et basiques salifiants.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Substances données : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Notez les oxydes et classez-les.

Obtention d'oxydes

Simulateur "Interaction de l'oxygène avec des substances simples"

1. Combustion de substances (oxydation avec l'oxygène)	a) substances simples Appareil d'entraînement	2Mg +O2 =2MgO
	b) substances complexes	2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2
2. Décomposition de substances complexes (utiliser le tableau des acides, voir annexes)	a) les sels SELt= OXYDE BASIQUE+OXYDE D'ACIDE	CaCO 3 = CaO + CO 2
	b) Bases insolubles Moi (OH)bt= Moi x O y+ H 2 Ô	Cu(OH)2t=CuO+H2O
	c) acides contenant de l'oxygène NnUNE=OXYDE D'ACIDE + H 2 Ô	H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2

Propriétés physiques des oxydes

À température ambiante, la plupart des oxydes sont des solides (CaO, Fe 2 O 3, etc.), certains sont des liquides (H 2 O, Cl 2 O 7, etc.) et des gaz (NO, SO 2, etc.).

Propriétés chimiques des oxydes

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DES OXYDES BASIQUES 1. Oxyde basique + Oxyde acide = Sel (r. composés) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Oxyde basique + Acide = Sel + H 2 O (solution d'échange) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Oxyde basique + Eau = Alcali (composé) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DES OXYDES D'ACIDE 1. Oxyde d'acide + Eau = Acide (r. composés) C O 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – ne réagit pas 2. Oxyde d'acide + Base = Sel + H 2 O (taux de change) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Oxyde basique + Oxyde acide = Sel (r. composés) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Les moins volatils déplacent les plus volatils de leurs sels CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

PROPRIÉTÉS CHIMIQUES DES OXYDES AMPHOTÉRES Ils interagissent avec les acides et les alcalis. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (en solution) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (une fois fusionné)

Application d'oxydes

Certains oxydes sont insolubles dans l'eau, mais beaucoup réagissent avec l'eau pour former des composés :

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 Ô = Californie( OH) 2

Le résultat est souvent des composés très nécessaires et utiles. Par exemple, H 2 SO 4 – acide sulfurique, Ca(OH) 2 – chaux éteinte, etc.

Si les oxydes sont insolubles dans l'eau, les gens utilisent habilement cette propriété. Par exemple, l'oxyde de zinc ZnO est une substance blanche, elle est donc utilisée pour préparer de la peinture à l'huile blanche (blanc de zinc). Le ZnO étant pratiquement insoluble dans l’eau, n’importe quelle surface peut être peinte en blanc de zinc, y compris celles exposées aux précipitations. L'insolubilité et la non-toxicité permettent à cet oxyde d'être utilisé dans la fabrication de crèmes et poudres cosmétiques. Les pharmaciens en font une poudre astringente et siccative à usage externe.

L'oxyde de titane (IV) – TiO 2 – possède les mêmes propriétés intéressantes. Il a aussi un beau couleur blanche et est utilisé pour la production de blanc de titane. Le TiO 2 est insoluble non seulement dans l'eau, mais également dans les acides, les revêtements fabriqués à partir de cet oxyde sont donc particulièrement stables. Cet oxyde est ajouté au plastique pour lui donner une couleur blanche. Il fait partie des émaux pour plats en métal et en céramique.

Oxyde de chrome (III) - Cr 2 O 3 - cristaux vert foncé très résistants, insolubles dans l'eau. Cr 2 O 3 est utilisé comme pigment (peinture) dans la fabrication de verre vert décoratif et de céramique. La pâte bien connue GOI (abréviation du nom « State Optical Institute ») est utilisée pour le meulage et le polissage des optiques, des métaux produits, en bijouterie.

En raison de l'insolubilité et de la résistance de l'oxyde de chrome (III), il est également utilisé dans les encres d'imprimerie (par exemple pour colorer les billets de banque). En général, les oxydes de nombreux métaux sont utilisés comme pigments pour une grande variété de peintures, bien que ce soit loin d'être leur seule application.

Tâches de consolidation

1. Écrivez séparément les formules chimiques des oxydes acides et basiques formant du sel.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Substances données : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Sélectionnez dans la liste : les oxydes basiques, les oxydes acides, les oxydes indifférents, les oxydes amphotères et donnez-leur des noms.

3. Complétez le CSR, indiquez le type de réaction, nommez les produits de la réaction

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO3 =

NaOH + P2O5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH)2 = ? + ?

4. Effectuer les transformations selon le schéma :

1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4

2) S→SO 2 →H 2 SO 3 →Na 2 SO 3

3) P → P 2 O 5 → H 3 PO 4 → K 3 PO 4

O 2.

Les oxydes sont divisés :

Nomenclature des oxydes.

Actuellement, une nomenclature internationale est utilisée, selon laquelle tout oxyde est appelé oxyde, indiquant en chiffres romains l'état d'oxydation de l'élément : oxyde de soufre (IV) - DONC 2, oxyde de fer (III) - Fe 2 Ô 3 , monoxyde de carbone (II) CO etc.

Mais il y en a encore des anciens noms d'oxydes:

Préparation d'oxydes salifiants.

Oxydes basiques- les oxydes métaux typiques, leurs hydroxydes correspondants, qui ont les propriétés des bases.

Oxydes acides- des oxydes non métalliques ou métaux de transition dans des états d'oxydation élevés.

Oxydes basiques	Oxydes acides
1. Oxydation des métaux lorsqu'ils sont chauffés dans une atmosphère d'air :	1. Oxydation des non-métaux lorsqu'ils sont chauffés dans une atmosphère d'air :
2 Mg + Ô 2 = 2 MgO, Cette méthode est pratiquement inapplicable aux métaux alcalins, qui forment généralement des peroxydes plutôt que des oxydes.	4 P + 5O 2 = 2P 2 O 5,
2. Torréfaction au sulfure :
2 CuS + 3 Ô 2 = 2 CuO + 2 DONC 2 , Cette méthode n'est pas non plus applicable aux sulfures métalliques actifs qui s'oxydent en sulfates.	2 ZnS + 3 Ô 2 = 2ZnO + 2SO 2,
3. Décomposition des hydroxydes en température :
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O, Cette méthode ne peut pas non plus produire d’oxydes de métaux alcalins.
4. Décomposition des sels d'acides oxygénés à température :
BaCO 3 = BaO + CO 2 , Cette méthode fonctionne bien pour les nitrates et les carbonates.

Oxydes amphotères.

Oxydes amphotères ont une double nature : ils peuvent interagir avec des acides et des bases (alcalis) :

Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 H 2 O,

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na.

Oxydes amphotères typiques : H 2 O, BeO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 et etc.

Propriétés des oxydes.

Oxydes basiques	Oxydes acides
1. Décomposition thermique :
2HgO = 2Hg + O2 Seuls les oxydes de mercure et les métaux nobles se décomposent, le reste ne se décompose pas.
2. Lorsqu'ils sont chauffés, ils réagissent avec des oxydes acides et amphotères :	Interagir avec les oxydes basiques, les oxydes amphotères, les hydroxydes :
BaO + SiO 2 = BaSiO 3, MgO + Al 2 O 3 = Mg(AlO 2) 2,	BaO + SiO 2 = BaSiO 3, Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 + H 2 O,
Réagit avec l'eau :
K 2 O + H 2 O = 2KOH, CaO + H 2 O = Ca(OH) 2,	SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4, CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3,
Fe 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Fe, 3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O,	CO2 + C = 2CO, 2SO 2 + O 2 = 2SO 3.