Как составить графические формулы оксидов

По
графическому изображению формул веществ можно судить об их свойствах,
определяют истинную степень окисления, например, Na⁺¹–О^-1 –О^-1– Na⁺¹   
или в органических соединениях 

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

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)/V_M)•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 + m_доп(MnBr₂))/(250
+ m_доп(MnBr₂)) = 0,628.

Отсюда m_доп(MnBr₂) = 45,7 г.

Ответ. 45,7 г.

Продолжение следует