Grande enciclopédia de petróleo e gás. Como determinar a natureza do óxido

Os compostos químicos que consistem em oxigênio e qualquer outro elemento do sistema periódico são chamados de óxidos. Dependendo de suas propriedades, eles são classificados em básicos, anfotéricos e ácidos. A natureza dos óxidos pode ser determinada teórica e praticamente.

você vai precisar

• - sistema periódico;
• - vidraria;
• - reagentes químicos.

Instrução

Você precisa ter uma boa ideia de como as propriedades dos elementos químicos mudam dependendo de sua localização na tabela D.I. Mendeleev. Portanto, repita a lei periódica, a estrutura eletrônica dos átomos (o grau de oxidação dos elementos depende disso) e assim por diante.

Sem recorrer a passos práticos, você pode estabelecer a natureza do óxido usando apenas a tabela periódica. Afinal, sabe-se que em períodos, no sentido da esquerda para a direita, as propriedades alcalinas dos óxidos mudam para anfotéricas e depois para ácidas. Por exemplo, no período III, o óxido de sódio (Na2O) apresenta propriedades básicas, o composto de alumínio com oxigênio (Al2O3) é anfotérico e o óxido de cloro (ClO2) é ácido.

Lembre-se de que nos subgrupos principais as propriedades alcalinas dos óxidos aumentam de cima para baixo, enquanto a acidez, ao contrário, enfraquece. Assim, no grupo I, o óxido de césio (CsO) tem uma basicidade mais forte que o óxido de lítio (LiO). No grupo V, o óxido nítrico (III) é ácido e o óxido de bismuto (Bi2O5) já é básico.

Outra maneira de determinar a natureza dos óxidos. Suponhamos que seja dada a tarefa de provar experimentalmente as propriedades básicas, anfotéricas e ácidas do óxido de cálcio (CaO), óxido de fósforo pentavalente (P2O5(V)) e óxido de zinco (ZnO).

Primeiro, pegue dois tubos de ensaio limpos. Das garrafas, usando uma espátula química, despeje um pouco de CaO em uma e P2O5 na outra. Em seguida, despeje 5-10 ml de água destilada em ambos os reagentes. Mexa com um bastão de vidro até que o pó esteja completamente dissolvido. Mergulhe pedaços de papel tornassol em ambos os tubos de ensaio. Onde o óxido de cálcio estiver localizado, o indicador ficará de cor azul, o que comprova o caráter básico do composto em estudo. Em um tubo de ensaio com óxido de fósforo (V), o papel ficará vermelho, portanto, P2O5 é um óxido ácido.

Como o óxido de zinco é insolúvel em água, teste-o com ácido e hidróxido para provar que é anfótero. Em ambos os casos, os cristais de ZnO entrarão em uma reação química. Por exemplo:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 Zn3(PO4)2 + 3H2O

observação

Lembre-se, a natureza das propriedades do óxido depende diretamente da valência do elemento incluído em sua composição.

Conselho util

Não se esqueça que ainda existem os chamados óxidos indiferentes (não formadores de sal) que não reagem em condições normais com hidróxidos ou ácidos. Estes incluem óxidos de não metais com valências I e II, por exemplo: SiO, CO, NO, N2O, etc., mas também existem os “metálicos”: MnO2 e alguns outros.

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Instrução

Você precisa ter uma boa ideia de como as propriedades dos elementos químicos mudam dependendo de sua localização na tabela D.I. Mendeleev. Portanto, repita, a estrutura eletrônica dos átomos (o grau de oxidação dos elementos depende disso) e assim por diante.

Sem recorrer a passos práticos, você pode estabelecer a natureza do óxido usando apenas a tabela periódica. Afinal, sabe-se que em períodos, no sentido da esquerda para a direita, as propriedades alcalinas dos óxidos mudam para anfotéricas e depois para ácidas. Por exemplo, no período III, o óxido de sódio (Na2O) tem as propriedades principais, o composto de alumínio com oxigênio (Al2O3) tem um caráter e o óxido de cloro (ClO2) -.

Lembre-se de que nos subgrupos principais as propriedades alcalinas dos óxidos aumentam de cima para baixo, enquanto a acidez, ao contrário, enfraquece. Assim, no grupo I, o óxido de césio (CsO) tem uma basicidade mais forte que o óxido de lítio (LiO). No grupo V, o óxido nítrico (III) é ácido e o óxido (Bi2O5) já é básico.

Primeiro, pegue dois tubos de ensaio limpos. Das garrafas, usando uma espátula química, despeje um pouco de CaO em uma e P2O5 na outra. Em seguida, despeje 5-10 ml de água destilada em ambos os reagentes. Mexa com um bastão de vidro até que o pó esteja completamente dissolvido. Mergulhe pedaços de papel tornassol em ambos os tubos de ensaio. Lá, - o indicador ficará azul, o que é uma prova da natureza básica do composto em estudo. Em um tubo de ensaio com óxido de fósforo (V), o papel ficará vermelho, portanto, P2O5 -.

Como o óxido de zinco é insolúvel em água, teste-o com ácido e hidróxido para provar que é anfótero. Em ambos os casos, os cristais de ZnO entrarão em uma reação química. Por exemplo:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4→ Zn3(PO4)2↓ + 3H2O

observação

Lembre-se, a natureza das propriedades do óxido depende diretamente da valência do elemento incluído em sua composição.

Conselho util

Não se esqueça que ainda existem os chamados óxidos indiferentes (não formadores de sal) que não reagem em condições normais com hidróxidos ou ácidos. Estes incluem óxidos de não metais com valências I e II, por exemplo: SiO, CO, NO, N2O, etc., mas também existem os “metálicos”: MnO2 e alguns outros.

Fontes:

• caráter básico dos óxidos

Óxido cálcio- Isso é cal virgem comum. Mas, apesar de sua natureza tão simples, essa substância é muito utilizada na atividade econômica. Da construção, como base para cimento de cal, ao cozimento, como aditivo alimentar E-529 óxido cálcio encontra aplicação. O óxido pode ser obtido em condições industriais e domésticas cálcio de carbonato cálcio reação de decomposição térmica.

você vai precisar

• Carbonato de cálcio na forma de calcário ou giz. Cadinho de cerâmica para recozimento. Tocha de propano ou acetileno.

Instrução

Prepare o cadinho para recozimento de carbonato. Monte-o firmemente em suportes à prova de fogo ou acessórios especiais. O cadinho deve estar firmemente instalado e, se possível, seguro.

Moer o carbonato cálcio. A retificação deve ser feita para melhor transferência de calor no interior. Não é necessário moer calcário ou giz em pó. É o suficiente para produzir uma moagem não homogênea áspera.

Encha o cadinho de recozimento com carbonato triturado cálcio. Não encha totalmente o cadinho, pois ao liberar o dióxido de carbono, parte da substância pode ser expelida. Encha o cadinho até cerca de um terço ou menos.

Iniciar o aquecimento do cadinho. Instale bem e prenda-o. Efectuar um aquecimento suave do cadinho de diferentes lados para evitar a sua destruição devido à expansão térmica desigual. Continue aquecendo o cadinho no queimador de gás. Depois de um tempo, a decomposição térmica do carbonato começará cálcio.

Espere passagem completa decadência térmica. Durante a reação, as camadas superiores da substância no cadinho podem ser mal aquecidas. Podem ser misturados várias vezes com uma espátula de aço.

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observação

Tenha cuidado ao trabalhar com um queimador de gás e um cadinho aquecido. Durante a reação, o cadinho será aquecido a uma temperatura acima de 1200 graus Celsius.

Conselho util

Em vez de tentar produzir grandes quantidades de óxido de cálcio por conta própria (por exemplo, para a produção posterior de cimento de cal), é melhor comprar um produto acabado de empresas especializadas pregões.

Fontes:

• Escreva as equações de reação que você pode usar para

De acordo com as visões geralmente aceitas, os ácidos são substâncias complexas que consistem em um ou mais átomos de hidrogênio que podem ser substituídos por átomos de metal e resíduos ácidos. Eles são divididos em anóxicos e contendo oxigênio, monobásicos e polibásicos, fortes, fracos, etc. Como determinar se uma substância tem propriedades ácidas?

você vai precisar

• - papel indicador ou solução de tornassol;
• - ácido clorídrico (de preferência diluído);
• - carbonato de sódio em pó (carbonato de sódio);
• - um pouco de nitrato de prata em solução;
• - frascos ou béqueres de fundo chato.

Instrução

O primeiro e mais fácil teste é um teste usando papel de tornassol indicador ou solução de tornassol. Se tira de papel ou a solução tem uma tonalidade rosa, o que significa que há íons de hidrogênio na substância de teste, e isso é um sinal claro de um ácido. Você pode entender facilmente que quanto mais intensa a cor (até vermelho-bordô), mais ácida.

Existem muitas outras maneiras de verificar. Por exemplo, você tem a tarefa de determinar se um líquido transparente é ácido clorídrico. Como fazer isso? Você conhece a reação ao íon cloreto. É detectado adicionando até mesmo as menores quantidades de solução de lapis - AgNO3.

Despeje um pouco do líquido investigado em um recipiente separado e pingue um pouco da solução de lápis-lazúli. Nesse caso, um precipitado branco "coalhado" de cloreto de prata insolúvel cairá instantaneamente. Ou seja, há definitivamente um íon cloreto na composição de uma molécula de substância. Mas talvez ainda não seja, mas uma solução de algum tipo de sal contendo cloro? Tipo cloreto de sódio?

Lembre-se de outra propriedade dos ácidos. Ácidos fortes (e o ácido clorídrico, é claro, é um deles) podem deslocar ácidos fracos deles. Coloque um pouco de soda em pó - Na2CO3 em um frasco ou béquer e adicione lentamente o líquido de teste. Se um silvo for ouvido imediatamente e o pó literalmente "ferver" - não haverá dúvida - isso é ácido clorídrico.

Por que? Porque tal reação: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3. O ácido carbônico foi formado, que é tão fraco que se decompõe instantaneamente em água e dióxido de carbono. Foram suas bolhas que causaram essa "fervura e assobio".

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observação

O ácido clorídrico, mesmo diluído, é corrosivo! Lembre-se das precauções de segurança.

Conselho util

Em nenhum caso você deve recorrer a testes de sabor (se a língua estiver azeda, então há ácido). No mínimo, pode ser muito perigoso! Afinal, muitos ácidos são extremamente cáusticos.

Fontes:

• como as propriedades ácidas mudam em 2019

O fósforo é um elemento químico que possui o 15º número de série na tabela periódica. Ele está localizado em seu grupo V. Um clássico não-metal descoberto pelo alquimista Brand em 1669. Existem três modificações principais do fósforo: vermelho (que faz parte da mistura para acender fósforos), branco e preto. Em pressões muito altas (da ordem de 8,3 * 10^10Pa), o fósforo preto passa para outro estado alotrópico (“fósforo metálico”) e começa a conduzir corrente. fósforo em várias substâncias?

Instrução

Lembre-se de grau. Este é o valor correspondente à carga do íon na molécula, desde que os pares de elétrons que realizam a ligação sejam deslocados para o elemento mais eletronegativo (localizado à direita e acima na Tabela Periódica).

Também é necessário conhecer a condição principal: a soma das cargas elétricas de todos os íons que compõem a molécula, levando em consideração os coeficientes, deve ser sempre igual a zero.

O estado de oxidação nem sempre coincide quantitativamente com a valência. melhor exemplo- carbono, que em orgânico sempre tem igual a 4, e o estado de oxidação pode ser igual a -4, e 0, e +2, e +4.

Qual é o estado de oxidação em uma molécula de fosfina PH3, por exemplo? Com tudo isso dito, esta pergunta é muito fácil de responder. Como o hidrogênio é o primeiro elemento da Tabela Periódica, ele, por definição, não pode ser localizado lá "mais à direita e mais alto" do que. Portanto, é o fósforo que atrairá os elétrons do hidrogênio para si.

Cada átomo de hidrogênio, tendo perdido um elétron, se transformará em um íon de oxidação carregado positivamente +1. Portanto, o total carga positivaé +3. Assim, tendo em conta a regra de que a carga total da molécula é zero, o estado de oxidação do fósforo na molécula de fosfina é -3.

Bem, qual é o estado de oxidação do fósforo no óxido de P2O5? Pegue a tabela periódica. O oxigênio está localizado no grupo VI, à direita do fósforo, e também mais alto, portanto, é definitivamente mais eletronegativo. Ou seja, o estado de oxidação do oxigênio nesse composto ficará com sinal de menos e o fósforo com sinal de mais. Quais são esses graus para que a molécula como um todo seja neutra? Pode-se ver facilmente que o mínimo múltiplo comum dos números 2 e 5 é 10. Portanto, o estado de oxidação do oxigênio é -2 e o do fósforo é +5.

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Os óxidos são chamados de substâncias complexas que consistem em dois elementos, um dos quais é o oxigênio (K - O - K; Ca "O; 0" Sb0, etc.). Todos os óxidos são divididos em não salinos e formadores de sal. Alguns óxidos não formadores de sal não interagem com ácidos ou bases. Estes incluem óxido nítrico (I) N20, óxido nítrico (I) N0, etc. Os óxidos formadores de sal são divididos em básicos, ácidos e anfóteros. Óxidos básicos são chamados de óxidos, que formam sais ao interagir com ácidos ou óxidos ácidos. Assim, por exemplo: CuO + H2S04 - CuS04 + H20, MgO + CO2 = MgC03. Somente os óxidos metálicos podem ser básicos. No entanto, nem todos os óxidos metálicos são básicos - muitos deles são anfotéricos ou ácidos (por exemplo, Cr203 é anfótero e Cr03 é um óxido ácido). Parte dos óxidos básicos se dissolve em água, formando as bases correspondentes: Na20 + H20 - 2NaOH. Óxidos ácidos são óxidos que formam sais ao interagir com bases ou óxidos básicos. Assim, por exemplo: S02 + 2K0H - K2S03 + H20, P4O10 + bCaO \u003d 2Ca3 (P04) 2. Os óxidos ácidos são óxidos não metálicos típicos, bem como óxidos de vários metais em estados de oxidação mais elevados (B203; N205; Mn207). Muitos óxidos ácidos (também chamados de anidridos) se combinam com água para formar ácidos: N203 + H20 - 2HN02. Anfóteros são óxidos que formam sais ao interagir com ácidos e bases. Os óxidos anfóteros incluem: ZnO; A1203; Cr203; Mn02; Fe203, etc. Por exemplo, a natureza anfotérica do óxido de zinco se manifesta quando interage com ácido clorídrico e hidróxido de potássio: ZnO + 2HC1 = ZnCl2 + H20, ZnO + 2 KOH = K2Zn02 + H20, ZnO + 2KOH + H20 - K2 . A natureza anfotérica dos óxidos, insolúveis em soluções ácidas, e dos hidróxidos é comprovada por meio de reações mais complexas. Assim, os óxidos calcinados de alumínio e cromo (III) são praticamente insolúveis em soluções ácidas e em álcalis. Na reação de sua fusão com o dissulfato de potássio, as principais propriedades dos óxidos se manifestam: Al203 + 3K2S207 - 3K2S04 + Al2(S04)3. Quando fundido com hidróxidos, as propriedades ácidas dos óxidos são reveladas: A1203 + 2KOH - 2KA102 4- H20. Assim, os óxidos anfóteros têm as propriedades dos óxidos básicos e ácidos. Observe que para vários óxidos anfóteros, a dualidade de propriedades pode ser expressa em termos de graus variantes. Por exemplo, o óxido de zinco é igualmente facilmente solúvel em ácidos e álcalis, ou seja, neste óxido, as funções básicas e ácidas são aproximadamente igualmente expressas. O óxido de ferro (III) - Fe203 - tem propriedades predominantemente básicas; exibe propriedades ácidas apenas interagindo com álcalis em altas temperaturas: Fe203 + 2NaOH - 2NaFe02 + H20. Métodos para obtenção de óxidos [T] Obtenção de substâncias simples: 2Ca + 02 = 2CaO. \2\ Decomposição substâncias complexas: a) decomposição dos óxidos 4CrO3 = 2Cr2O3 + 302!; b) decomposição de hidróxidos Ca(OH)2 = CaO + H20; c) decomposição dos ácidos H2CO3 = H2O + CO2T; d) decomposição de sais Interação de ácidos - agentes oxidantes com metais e não metais: alta temperatura: Na2COn + Si02 = Na2Si03 + С02 f. fusão Questões e tarefas para solução independente L Especifique quais substâncias inorgânicas são chamadas de óxidos. , ácidas e anfotéricas 2. Determine a que tipo pertencem os seguintes óxidos: CaO, SiO, BaO, Si02, S03, P4O10, FeO, CO, ZnO, Cr203, NO 3. Especifique quais bases correspondem aos seguintes óxidos: Na20, CaO, A1203, CuO, FeO , Fe203 4. Indique quais anidridos de ácido são os seguintes óxidos: С02, S02, S03, N203, N205, Cr03, P4O10 5. Indique quais dos seguintes óxidos são solúveis em água: CaO, CuO, Cr203, Si02, FeO, K20 , CO, N02, Cr03, ZnO, A1203 6. Especifique aqueles com os quais o monóxido de carbono (IV) reagirá: S02, KOH, H20, Ca (OH) 2, CaO. 7. Escreva as equações de reação que refletem as propriedades dos seguintes óxidos básicos: FeO, Cs20, HgO, Bi203. Escreva as equações de reação que provam a natureza ácida dos seguintes óxidos: S03, Mn207, P4O10, Cr03, Si02. 9. Mostre como a natureza anfotérica dos seguintes óxidos pode ser provada: ZnO, A1203, Cr203. 10. Usando o exemplo das reações de produção de óxido de enxofre (IV), indique os principais métodos de produção de óxidos. 11. Complete as equações das seguintes reações químicas, refletindo os métodos para obtenção de óxidos: 1) Li + 02 -> 2) Si2H6 + 02 - 3) PbS + 02 4) Ca3P2 + 02 5) A1 (OH) s - 6 ) Pb (N03) 2 U 7) HgCl2 + Ba(OH)2 8) MgC03 + HN03 - 9) Ca3(PO4)2 + SiO2 - 10) CO2 + C £ 11) Cu + HNO3(30o/o) £ 12 ) C + H2S04 ( conc) 12. Determine a fórmula do óxido formado por um elemento com estado de oxidação +2, sabendo que foram necessários 3,73 g de ácido clorídrico para dissolver 4,05 g dele. Resposta: SIO. 13. Quando o monóxido de carbono (IV) reagiu com a soda cáustica, formou-se 21 g de bicarbonato de sódio. Determine o volume de monóxido de carbono (IV) e a massa de hidróxido de sódio gasto para obter o sal. Resposta: 5,6 litros de CO2; 10 g de NaOH. 14. Durante a eletrólise de 40 mol de água, 620 g de oxigênio foram liberados. Determine a saída de oxigênio. Resposta: 96,9%. Determine a massa de ácido e sal médio, que pode ser obtido pela reação de 5,6 litros de SO2 com hidróxido de potássio. Qual é a massa de álcali em cada caso individual? Resposta: 30g KHS03; 39,5 g K2SO3; 14 g KOH; 28 g CON. 16. Determine a fórmula mais simples composto contendo 68,4% de cromo e 31,6% de oxigênio. Resposta: SG203. 17. Determine o estado de oxidação do manganês no óxido, sabendo que 1,02 g de oxigênio cai sobre 1 g de manganês. Resposta: +7. 18. No óxido de um elemento monovalente, a fração mássica do oxigênio é de 53,3%. Nomeie o elemento. Resposta: lítio. 19. Determine a massa de água necessária para dissolver 188 g de óxido de potássio, se você obtiver uma solução com fração de massa KOH 5,6%. Resposta: 3812. 20. Quando 32 g de óxido de ferro (III) foram reduzidos com carbono, formaram-se 20,81 g de ferro. Determine o rendimento do ferro. Resposta: 90%.

Óxidos não formadores de sal (indiferentes, indiferentes) CO, SiO, N 2 0, NO.

Óxidos formadores de sal:

Básico. Óxidos cujos hidratos são bases. Óxidos metálicos com estados de oxidação +1 e +2 (raramente +3). Exemplos: Na 2 O - óxido de sódio, CaO - óxido de cálcio, CuO - óxido de cobre (II), CoO - óxido de cobalto (II), Bi 2 O 3 - óxido de bismuto (III), Mn 2 O 3 - manganês (III) óxido).

Anfótero. Óxidos cujos hidratos são hidróxidos anfóteros. Óxidos metálicos com estados de oxidação +3 e +4 (raramente +2). Exemplos: Al 2 O 3 - óxido de alumínio, Cr 2 O 3 - óxido de cromo (III), SnO 2 - óxido de estanho (IV), MnO 2 - óxido de manganês (IV), ZnO - óxido de zinco, BeO - óxido de berílio.

Ácido. Óxidos cujos hidratos são ácidos contendo oxigênio. Óxidos de não metais. Exemplos: P 2 O 3 - óxido de fósforo (III), CO 2 - monóxido de carbono (IV), N 2 O 5 - óxido de nitrogênio (V), SO 3 - óxido de enxofre (VI), Cl 2 O 7 - óxido de cloro ( VII). Óxidos metálicos com estados de oxidação +5, +6 e +7. Exemplos: Sb 2 O 5 - óxido de antimônio (V). CrOz - óxido de cromo (VI), MnOz - óxido de manganês (VI), Mn 2 O 7 - óxido de manganês (VII).

Mudança na natureza dos óxidos com aumento do grau de oxidação do metal

Propriedades físicas

Os óxidos são sólidos, líquidos e gasosos, de várias cores. Por exemplo: óxido de cobre (II) CuO preto, óxido de cálcio CaO branco - sólidos. O óxido de enxofre (VI) SO 3 é um líquido volátil incolor, e o monóxido de carbono (IV) CO 2 é um gás incolor em condições normais.

Estado de agregação

CaO, CuO, Li 2 O e outros óxidos básicos; ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 e outros óxidos anfóteros; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 e outros óxidos ácidos.

SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7 e outros.

Gasoso:

CO 2 , SO 2 , N 2 O, NO, NO 2 e outros.

Solubilidade em Água

Solúvel:

a) óxidos básicos de metais alcalinos e alcalino-terrosos;

b) quase todos os óxidos ácidos (exceção: SiO 2).

Insolúvel:

a) todos os outros óxidos básicos;

b) todos os óxidos anfóteros

Propriedades quimicas

1. Propriedades ácido-base

As propriedades comuns dos óxidos básicos, ácidos e anfóteros são as interações ácido-base, que são ilustradas pelo seguinte esquema:

(somente para óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos) (exceto para SiO 2).

Óxidos anfóteros, tendo as propriedades de óxidos básicos e ácidos, interagem com ácidos fortes e álcalis:

2. Propriedades redox

Se um elemento tem um estado de oxidação variável (s. o.), então seus óxidos com baixo s. O. pode exibir propriedades redutoras e óxidos com alto c. O. - oxidativo.

Exemplos de reações nas quais os óxidos atuam como agentes redutores:

Oxidação de óxidos com baixo s. O. a óxidos com alto s. O. elementos.

2C +2 O + O 2 \u003d 2C +4 O 2

2S +4 O 2 + O 2 \u003d 2S +6 O 3

2N +2 O + O 2 \u003d 2N +4 O 2

O monóxido de carbono (II) reduz os metais de seus óxidos e o hidrogênio da água.

C +2 O + FeO \u003d Fe + 2C +4 O 2

C +2 O + H 2 O \u003d H 2 + 2C +4 O 2

Exemplos de reações nas quais os óxidos atuam como agentes oxidantes:

Recuperação de óxidos com alto d.e. elementos a óxidos com baixo s. O. ou até substâncias simples.

C +4 O 2 + C \u003d 2C +2 O

2S +6 O 3 + H 2 S \u003d 4S +4 O 2 + H 2 O

C +4 O 2 + Mg \u003d C 0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al \u003d 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2 O + H 2 \u003d Cu 0 + H 2 O

Utilização de óxidos de metais pouco ativos para a oxidação de substâncias orgânicas.

Alguns óxidos em que o elemento tem um intermediário c. o., passível de desproporção;

Por exemplo:

2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Como conseguir

1. Interação de substâncias simples - metais e não metais - com oxigênio:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Cu + O 2 \u003d 2CuO;

4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5

2. Desidratação de bases insolúveis, hidróxidos anfóteros e alguns ácidos:

Cu(OH) 2 \u003d CuO + H 2 O

2Al(OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O

H 2 SO 3 \u003d SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 \u003d SiO 2 + H 2 O

3. Decomposição de alguns sais:

2Cu(NO 3) 2 \u003d 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 \u003d 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Oxidação de substâncias complexas com oxigênio:

CH 4 + 2O 2 \u003d CO 2 + H 2 O

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

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

5. Recuperação de ácidos oxidantes por metais e não metais:

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

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

2HNO 3 (razb) + S \u003d H 2 SO 4 + 2NO

6. Interconversões de óxidos durante reações redox (ver propriedades redox de óxidos).

Óxidos são compostos binários de um elemento com oxigênio no estado de oxidação (-2). Óxidos são compostos característicos de elementos químicos. Não é por acaso que D.I. Mendeleev, ao compilar a tabela periódica, foi guiado pela estequiometria do óxido superior e combinou elementos com a mesma fórmula do óxido superior em um grupo. O óxido mais alto é o óxido no qual o elemento anexou o número máximo possível de átomos de oxigênio para ele. No óxido mais alto, o elemento está em seu estado de oxidação máximo (mais alto). Assim, os óxidos superiores dos elementos do grupo VI, tanto os não-metais S, Se, Te, quanto os metais Cr, Mo, W, são descritos pela mesma fórmula EO 3 . Todos os elementos do grupo mostram a maior semelhança precisamente no maior grau de oxidação. Assim, por exemplo, todos os óxidos superiores de elementos do grupo VI são ácidos.

Além disso, como os metais, estando em ambiente, são oxidados pelo oxigênio atmosférico, e em altas temperaturas, características de muitas indústrias metalúrgicas, a oxidação dos metais é potencializada, sendo necessário o conhecimento das propriedades dos óxidos resultantes.

As razões acima explicam porque os óxidos recebem atenção especial nas discussões da química dos metais.

Entre os elementos químicos dos metais - 85, e muitos metais têm mais de um óxido, então a classe dos óxidos inclui um grande número de compostos, e essa multiplicidade torna a revisão de suas propriedades uma tarefa difícil. No entanto, tentará identificar:

• propriedades gerais inerentes a todos os óxidos metálicos,
• padrões em mudanças em suas propriedades,
• revelar as propriedades químicas dos óxidos mais utilizados na metalurgia,
• Vamos apresentar algumas das características físicas importantes dos óxidos metálicos.

no muito visão geral a estrutura de muitos óxidos metálicos cristalinos pode ser representada como um arranjo tridimensional regular de átomos de oxigênio no espaço; os átomos de metal estão localizados nos vazios entre os átomos de oxigênio. Como o oxigênio é um elemento muito eletronegativo, ele puxa alguns dos elétrons de valência do átomo de metal, convertendo-o em um cátion, e o próprio oxigênio entra em uma forma aniônica e aumenta de tamanho devido à adição de elétrons estranhos. Grandes ânions de oxigênio formam uma rede cristalina e os cátions metálicos estão localizados nos vazios entre eles. Somente em óxidos metálicos que estão em um pequeno grau de oxidação e possuem um pequeno valor de eletronegatividade, a ligação em óxidos pode ser considerada iônica. Praticamente iônicos são óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Na maioria dos óxidos metálicos, a ligação química é intermediária entre iônica e covalente.. Com o aumento do grau de oxidação do metal, a contribuição do componente covalente aumenta.

A grande maioria dos óxidos em temperaturas normais são sólidos. Eles têm uma densidade menor do que os metais.

Muitos óxidos metálicos são substâncias refratárias. Isso possibilita o uso de óxidos refratários como materiais refratários para fornos metalúrgicos.

O óxido de CaO é produzido em escala industrial na quantidade de 109 milhões de toneladas/ano. É usado para forrar fornos. Óxidos de BeO e MgO também são usados ​​como refratários. O óxido de MgO é um dos poucos refratários muito resistentes à ação dos álcalis fundidos.

Às vezes, a refratariedade dos óxidos cria problemas na obtenção de metais por eletrólise de seus fundidos. Assim, o óxido de Al 2 O 3 , tendo um ponto de fusão de cerca de 2.000 o C, deve ser misturado com criolita Na 3 para diminuir o ponto de fusão para ~ 1.000 o C, e uma corrente elétrica é passada através deste fundido.

Refratários são óxidos de d-metais 5 e 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), bem como muitos óxidos de período 4 d-metais (ver tabela). Todos os óxidos de s-metais do grupo 2, bem como Al 2 O 3, Ga 2 O 3, SnO, SnO 2, PbO, têm pontos de fusão elevados (ver tabela).

Baixos pontos de fusão (cerca de C) geralmente têm óxidos ácidos: RuO 4 (25), OsO 4 (41); Te 2 O 7 (120), Re 2 O 7 (302), ReO 3 (160), CrO 3 (197). Mas alguns óxidos ácidos têm pontos de fusão bastante elevados (o C): MoO 3 (801) WO 3 (1473), V 2 O 5 (680).

Alguns dos óxidos básicos dos elementos d que completam a série são frágeis, fundem-se a baixas temperaturas ou decompõem-se quando aquecidos. Decompõe quando aquecido HgO (400 o C), Au 2 O 3 (155), Au 2 O, Ag 2 O (200), PtO 2 (400).

Quando aquecidos acima de 400 ° C, todos os óxidos de metais alcalinos também se decompõem com a formação de metal e peróxido. O óxido Li 2 O é mais estável e se decompõe em temperaturas acima de 1000 o C.

A tabela abaixo mostra algumas características dos metais d do período 4, bem como dos metais s e p.

O caráter ácido-base dos óxidos depende mais do estado de oxidação do metal do que da natureza do metal.

Quanto mais baixo o estado de oxidação, mais fortes são as propriedades básicas.Se o metal estiver no estado de oxidação X menos 4 , então seu óxido é básico ou anfótero.

Quanto maior o grau de oxidação, mais pronunciadas são as propriedades ácidas.. Se o metal estiver no estado de oxidação X mais 5 , então seu hidróxido é ácido.

Além dos óxidos ácidos e básicos, existem óxidos anfóteros que exibem simultaneamente propriedades ácidas e básicas..
Todos os óxidos de p-metais são anfóteros, excetoTl 2 O. Entre os d-metais, os óxidos são anfóterosZnO, Cr2O 3 , Au 2 O 3 , PdO e quase todos os óxidos metálicos no estado de oxidação +4 exceto para os básicos ZrO 2 e HfO 2 .