Оксиди розкладаються під час нагрівання. Розкладання нерозчинних у воді основ

Розкладання хлоратів

Хлорами - група хімічних сполук, солі хлорнуватої кислоти HClO3. Хлорат аніон має структуру тригональної піраміди (dСl-О = 0,1452-0,1507 нм, кут ОСlО = 106°). Аніон СlО3- не утворює ковалентних зв'язків через атом і не схильний утворювати координаційні зв'язки. Зазвичай кристалічні речовини, розчинні у воді та деяких полярних органічних розчинниках. У твердому стані за кімнатної температури досить стабільні. При нагріванні або при каталізатора розкладаються з виділенням кисню. З горючими речовинами можуть утворювати вибухові суміші.

Хлорати є сильними окислювачами як у розчині, так і в твердому стані: суміші безводних хлоратів із сіркою, вугіллям та іншими відновниками, вибухають при швидкому нагріванні та ударі. Хоча хлор у хлоратах знаходиться не в вищій мірі окислення, окислити його до водному розчині вдається тільки електрохімічно або під дією XeF2. Хлорати металів змінної валентності зазвичай нестійкі і схильні до вибухового розпаду. Усі хлорати лужних металів розкладаються із виділенням великої кількості тепла на МеСl і О2, з проміжним утворенням перхлоратів. Розкладання хлоратів при нагріванні розглянемо на прикладі хлорату калію:

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 ^ (200 °C, у присутності MnO2, Fe2O3, CuO та ін.)

Без каталізаторів ця реакція йде з проміжним утворенням перхлорату калію:

4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C)

який потім розкладається:

KClO4 = KCl + 2O2^ (550-620 °C)

Потрібно відзначити те, що хлорати калію з відновниками (фосфором, сіркою, органічними сполуками) вибухові та чутливі до тертя та ударів, чутливість підвищується в присутності броматів та солей амонію. Через високу чутливість складів з бертолетової сіллю вони практично не застосовуються для виробництва промислових і військових вибухових речовин.

Іноді ця суміш використовується в піротехніці як джерело хлору для кольоровополум'яних складів, входить до складу паливної речовини сірникової головки, і вкрай рідко як ініціюють вибухові речовини (хлоратний порох - "сосис", шнур, що детонує, терковий склад ручних гранат вермахту).

Розкладання карбонатів

Карбонати - солі вугільної кислоти, мають склад Мех(СО3) у. Усі карбонати розкладаються при нагріванні з утворенням оксиду металу та вуглекислого газу:

Na2CO3 > Na2O + CO2^ (при 1000 ° С)

МgCO3 > MgO + CO2^ (при 650 ° С)

Можна також відзначити кислі солі кутової кислоти, які розпадаються на оксид металу, воду та вуглекислий газ. Гідрокарбонат амонію розпадається вже при t 60 °C швидко розпадається на NH3, CO2 і H2O, в харчовій промисловості він класифікується як емульгатор.

На процесі розкладання, пов'язаному з виділенням газів, засноване застосування карбонату амонію замість дріжджів у хлібопеченні та кондитерській промисловості (харчова добавка Е503).

Розкладання нерозчинних у воді основ

Гідроксиди металів, нерозчинні у воді легко висушити, а потім нагріти. Речовина розпадеться на оксид металу і воду, так при розкладанні Cu(OH)2 , який у воді має яскраво-синю сирну структуру, ми можемо спостерігати почорніння розчину, що говорить нам про утворення оксиду міді (II).

Розкладання оксидів

Розкладання оксидів можна розглянути з прикладу з водою. Розкладання води відбувається при дуже високих температурах (близько 3000 ° C):

2 H 2 О(ж) + 572 кДж = 2 H 2 (г) + O 2 (г);

Ця реакція проходить в електричній дузі, де зберігається необхідна температура. За цим прикладом можна сказати про високу стійкість оксидів, розкладання яких може бути дуже трудомістким та енерговитратним процесом.

Сьогодні ми розпочинаємо знайомство з найважливішими класами неорганічних сполук. Неорганічні речовини за складом поділяються, як ви знаєте, на прості і складні.

Складні неорганічні речовини поділяють на чотири класи: оксиди, кислоти, основи, солі. Ми починаємо з класу оксидів.

ОКСИДИ

Оксиди - це складні речовини, що складаються з двох хімічних елементів, один з яких кисень, з валентністю 2. Лише один хімічний елемент - фтор, з'єднуючись з киснем, утворює не оксид, а фторид кисню OF 2 .
Називаються вони просто – "оксид + назва елемента" (див. таблицю). Якщо валентність хімічного елемента є змінною, то вказується римською цифрою, укладеною в круглі дужки, після назви хімічного елемента.

Класифікація оксидів

Всі оксиди можна розділити на дві групи: солеутворюючі (основні, кислотні, амфотерні) та несолетворні або байдужі.

1). Основні оксиди– це оксиди, яким відповідають основи. До основних оксидів відносяться оксиди металів 1 та 2 груп, а також металів побічних підгруп з валентністю I і II (крім ZnO - оксид цинку та BeO – оксид берилію):

2). Кислотні оксиди- Це оксиди, яким відповідають кислоти. До кислотних оксидів відносяться оксиди неметалів (крім несолетворних – байдужих), а також оксиди металів побічних підгруп з валентністю від V до VII (Наприклад, CrO 3 -оксид хрому (VI), Mn 2 O 7 - оксид марганцю (VII)):

3). Амфотерні оксиди– це оксиди, яким відповідають основи та кислоти. До них відносяться оксиди металів головних та побічних підгруп з валентністю III , іноді IV , а також цинк та берилій (Наприклад, BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3).

4). Несолетворні оксиди– це оксиди байдужі до кислот та основ. До них відносяться оксиди неметалів з валентністю I і II (Наприклад, N 2 O, NO, CO).

Висновок: характер властивостей оксидів насамперед залежить від валентності елемента.

Наприклад, оксиди хрому:

CrO (II- Основний);

Cr 2 O 3 (III- Амфотерний);

CrO 3 (VII- Кислотний).

Класифікація оксидів

(За розчинністю у воді)

Виконайте завдання:

1. Випишіть окремо хімічні формули солеутворювальних кислотних та основних оксидів.

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

2. Дані речовини : 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

Одержання оксидів

Тренажер "Взаємодія кисню із простими речовинами"

Фізичні властивості оксидів

При кімнатній температурі більшість оксидів - тверді речовини (СаО, Fe 2 O 3 та ін), деякі - рідини (Н 2 Про, Сl 2 Про 7 та ін) та гази (NO, SO 2 та ін).

Хімічні властивості оксидів

Застосування оксидів

Деякі оксиди не розчиняються у воді, але багато хто вступає з водою в реакції сполуки:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 O = Ca( OH) 2

В результаті часто виходять дуже потрібні та корисні сполуки. Наприклад, H 2 SO 4 - сірчана кислота, Са(ОН) 2 - гашене вапно і т.д.

Якщо оксиди нерозчинні у воді, то люди вміло використовують і це їхня властивість. Наприклад, оксид цинку ZnO – речовина білого кольору, тому використовується для приготування білої олії (цинкові білила). Оскільки ZnO практично не розчиняється у воді, то цинковими білилами можна фарбувати будь-які поверхні, у тому числі й ті, що піддаються впливу атмосферних опадів. Нерозчинність та неотруйність дозволяють використовувати цей оксид при виготовленні косметичних кремів, пудри. Фармацевти роблять з нього в'яжучий і порошок, що підсушує, для зовнішнього застосування.

Такі ж цінні властивості має оксид титану (IV) – TiO 2 . Він також має гарний білий колір і застосовується для виготовлення титанових білил. TiO 2 не розчиняється у воді, а й у кислотах, тому покриття з цього оксиду особливо стійкі. Цей оксид додають до пластмаси для надання їй білого кольору. Він входить до складу емалей для металевого та керамічного посуду.

Оксид хрому (III) – Cr 2 O 3 – дуже міцні кристали темно-зеленого кольору, які не розчиняються у воді. Cr 2 O 3 використовують як пігмент (фарбу) при виготовленні декоративного зеленого скла та кераміки. Відома багатьом паста ГОІ (скорочення від найменування "Державний оптичний інститут") застосовується для шліфування та полірування оптики, металевих виробів у ювелірній справі.

Завдання для закріплення

1. Випишіть окремо хімічні формули солеутворювальних кислотних та основних оксидів.

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

2. Дані речовини : 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

Виберіть із переліку: основні оксиди, кислотні оксиди, байдужі оксиди, амфотерні оксиди та дайте їм назви.

3. Закінчіть УХР, вкажіть тип реакції, назвіть продукти реакції

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO 3 =

NaOH + P 2 O 5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH) 2 =? +?

4. Здійсніть перетворення за схемою:

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

1. Взаємодія простих речовин із киснем. Багато простих речовин при нагріванні на повітрі або в кисні згоряють, утворюючи відповідні оксиди:

2 Мо + 3 О2 = 2 МоО3

4 Р + 5 О2 = 2 Р2О5.

2. Розкладання основ. Деякі основи при нагріванні втрачають воду, перетворюючись на оксиди металів:

(ОН)2 = ОО + Н2О

2AI(OH)3 = AI2O3 + 3 H2O.

Реакції протікають із різним ступенем легкості. Так, утворення оксиду ртуті та оксиду срібла з гідроксидів цих металів відбувається вже за кімнатної температури:

Hg(OH)2 = HgO + H2O

2 AgOH = Ag2O + H2O.

Навпаки, гідроксид натрію можна перегнати при 1390 ° С без розкладання.

3. Розкладання кислот. Кисень містять кислоти при нагріванні втрачають воду, перетворюючись на кислотні оксиди:

Н4SiO4 = SiO2 + 2 H2O

4 HNO3 = 4 NO2 + 2 H2O + O2.

Іноді можна досягти видалення води з кисневмісних кислот дією на них водовіднімних засобів:

2 HCIO4 + P2O5 = 2 HPO3 + CI2O7

2 HNO3 + P2O5 = 2 HPO3 + N2O5

Деякі кислоти мимоволі втрачають воду навіть за низьких температур:

H2CO3 = H2O + CO2

H2SO3 = H2O + SO2.

4. Розкладання солей. Переважна більшість солей кисневмісних кислот при нагріванні розкладається на оксид металу та кислотний оксид:

СаСО3 = СаО + СО2

Fe2(SO4)3 = Fe2O3 + 3 SO3

2 Pb(NO3)2 = 2 PbO + 4 NO2 + O2.

Якщо оксид металу термічно нестійкий, замість оксиду утворюється вільний метал:

2 Ag2CO3 = 4 Ag + 2 CO2 + O2

Hg(NO3)2 = Hg + 2 NO2 + O2.

Cолі лужних металів відрізняються високою термічною стійкістю. Якщо вони при нагріванні все ж таки розкладаються, то оксиди при цьому, як правило, не утворюються:

2 KNO3 = 2 KNO2 + O2

2 KCIO3 = 2 KCI + 3 O2.

5. Розкладання оксидів. Якщо елемент має змінну валентність, його оксид з меншим вмістом кисню можна отримати нагріванням оксиду, в якому елемент виявляє більш високий ступінь окислення:

2 SO3 = 2 SO2 + O2

2 N2O5 = 2 NO2 + O2

4 CrO3 = 2Cr2O3 + 3 O2.

І навпаки, вищі оксиди іноді вдається отримати окисленням нижчих:

2 СО + О2 = 2 СО2

6 PbO + O2 = 2 Pb3O4

P2O3 + O2 = P2O5.

6. Витиснення одних оксидів іншими. Ця реакція може бути застосована для отримання більш летких оксидів витісненням їх менш леткими:

СаСО3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2

CoSO4 + B2O3 = Co(BO2)2 + SO3.

Реакції протікають при високій температурі і засновані на тому, що сесквіоксид бору та діоксид кремнію нелеткі і при нагріванні витісняють летючі: діоксид вуглецю та триоксид сірки.

7. Взаємодія кислот, що володіють окислювальними властивостями, з металами та неметалами. Азотна та концентрована сірчана кислоти при дії відновників утворюють оксиди, в яких азот та сірка виявляють нижчий ступінь окислення, ніж у вихідних кислотах.

Cu + 4 HNO3 = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O

C + 2 H2SO4 = CO2 + 2 SO2 + 2 Н2O.

пероксиди.

Деякі сполуки металів з киснем за хімічними властивостями суттєво відрізняються від звичайних оксидів. Так, сполуки Na2O2, BaO2, ZnO2 складаються з металу та кисню, але є не оксидами, а солями пероксиду водню і тому називаються пероксидами. У пероксидів пов'язані один з одним атоми кисню утворюють не дуже міцну пероксидну групу -О-О-. Тому при дії кислот на пероксиди металів поряд із солями утворюється кисень:

2 ½ + 2 H2SO4 = 2 Na2SO4 + 2 H2O + O2

2 BaO2 + 4 HNO3 = 2 Ba(NO3)2 + 2 H2O + O2.

Змішані оксиди.

Сполуки Pb2O3, Mn3O4, Fe3O4 іноді називають подвійними або змішаними оксидами. Їх можна також розглядати як солі: Pb2O3 º PbPbO3 - плюмбат свинцю (сіль свинцевої кислоти H2PbO3); Mn3O4 º Mn2MnO4 - манганіт марганцю (сіль H4MnO4); Fe3O4 º Fe(FeO2)2 - ферит заліза (II) (сіль НFeO2). Отже, до складу молекули змішаного оксиду входять атоми одного елемента у різних ступенях окиснення.

З'єднання оксидів із водою називають гідратами оксидів. Приєднання оксидом води не призводить до корінної зміни його хімічного характеру, тому гідрати основних оксидів виявляють основні властивості, гідрати амфотерних оксидів - амфотерні, а гідрати кислотних оксидів мають кислотні властивості.

І ртуті, формула речовини – HgO. За нормальних умов це тверда неміцна речовина, залежно від дисперсності буває червоного або жовтого кольору – основний та найважливіший оксид ртуті. У природі оксид ртуті мало зустрічається, виняток - рідкісний мінерал монтроидит. У 1774 році вчений Джозеф Прістлі за допомогою оксиду ртуті відкрив кисень (реакція розкладання оксиду ртуті).

Властивості оксиду ртуті

HgO жовтого кольору - більш хімічно активна речовина, що розкладається при температурі 332 градусів Цельсія, що червоніє при нагріванні. Червоний оксид ртуті розпадається при 500 °С, а при нагріванні змінює колір на чорний (ця реакція оборотна). Оксид ртуті (II) малорозчинний у воді та виявляє слабкі основні властивості. Розчиняється в концентрованих розчинах лугів, утворюючи при цьому гідроксокомплекси. HgO жовтого кольору взаємодіє з NH₃, утворюючи основи Міллона:

2HgO + NH₃ → OH · H₂O + Q

Ця речовина входить у реакцію з кислотами, утворюючи відповідні солі. Застосовується для отримання ртуті, а також використовується для виготовлення деяких видів гальванічних елементів. Оксид ртуті дуже токсичний.

Одержання оксиду ртуті (на прикладі досліду)

Оксид ртуті (II) - корисний реактив, з якого в лабораторних умовах можна отримати різноманітні ртуті, наприклад, хлорид або ацетат ртуті (II). Ацетат ртуті(II) використовується в органічному синтезі (наприклад, для отримання ізопропілату алюмінію), а за допомогою HgCl₂ можна отримати активовану амальгаму магнію.

Для проведення досвіду потрібно обладнання:

• колба зі шліфом;
• пробірка;
• зворотний холодильник;
• пористий скляний фільтр;
• конічна колба.

Використовувані реактиви:

• азотна кислота (65%-на);
• ртуть;
• їдкий натр;
• хлорид натрію чи соляна кислота.

Техніка безпеки під час проведення досвіду

Оксиди азоту (II) та (IV) отруйні та канцерогенні, працювати з ним необхідно дуже обережно. Солі ртуті токсичні для людей та небезпечні для навколишнього середовища. Отруйний нітрат ртуті легко всмоктується через шкіру. Працювати необхідно під тягою і зі зворотним холодильником, оскільки гази, що відходять, часто містять пари ртуті, небезпечні самі по собі.

Синтез слід проводити з обережністю. Смертельна доза нітрату ртуті – від 0,2 до 0,4 гр.

Процес синтезу оксиду ртуті

У пробірці зважують 30 г (0,15 моль) ртуті. У колбу на 250 мл із зворотним холодильником наливають 60 мл (0,9 моль) HNO₃. Піпеткою невеликими порціями ртуть додають кислоту - відразу відбувається реакція. Потім знову надягають зворотний холодильник. Розчин нагрівається і закипає від сильного виділення діоксиду азоту. У міру завершення реакції виділення бурого газу припиняється і розчин у колбі стає безбарвним. Рівняння реакції:

Hg + 4HNO₃ => Hg(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Щоб запобігти утворенню нітрату ртуті(I), азотну кислоту беруть у надлишку. Рідина остигає, і до неї додають HCl або NaCl - це проба на наявність ртуті (I) Hg₂²⁺. При випаданні осаду Hg₂Cl₂ у розчині є ртуть (I). До розчину необхідно додати|добавляти| трохи азотної кислоти, потім нагріти. При негативній пробі на наявність ртуті (I) розчин повільно виливають 250 мл 4М розчину гідроксиду натрію. При цьому утворюється оранжевий осад оксиду ртуті (II) HgO, який потрібно відфільтрувати. Рівняння реакції:

Hg(NO₃)₂ + 2NaOH => HgO + 2NaNO₃ + H₂O

Продукт промивають водою на фільтрі та висушують до постійної маси в ексикаторі над силікагелем. Вихід оксиду ртуті (II) становить 32467 г.

При проведенні дослідів з оксидом ртуті слід суворо дотримуватись правил техніки безпеки. ви знайдете безпечні досліди, які можна проводити удома.

Знешкодження відходів ртуті

Весь фільтрат та промивні води збирають у велику склянку, при необхідності розчину доводять до лужної і додають надлишок сульфіду натрію. При цьому утворюється чорний сульфід ртуті HgS, який можна злити в каналізацію.

Заборонено виливати у раковину розчинні солі ртуті. Отриманий оксид ртуті зберігається у щільно закритих банках.

Реакція розкладання оксиду ртуті

Отримання кисню в лабораторних умовах засноване на розкладанні неміцних кисневмісних сполук, зокрема бертолетової солі, марганцевокислого калію, перекису натрію та окису ртуті. При нагріванні ці розкладаються із кисню. Реакцію розкладання оксиду ртуті можна продемонструвати досвіді.

Щоб провести такий, необхідно взяти пробірку з тугоплавкого скла із нижнім зігнутим кінцем (довжина 17 см, діаметр 1,5 см, довжиною 3 см). У нижній кінець насипають 3-5 г червоного окису ртуті. У укріплену в штативі пробірку в похилому положенні вставляють пробку гумову з відвідною трубкою. По ній кисень, що виділяється при нагріванні, відводиться в кристалізатор з водою.

При нагріванні червоного окису ртуті до 500 °З відвідної трубки виділятиметься кисень, а внутрішні стінки пробірки покриються крапельками. Кисень погано розчиняється у воді, тому його збирають, витісняючи воду після повного видалення повітря із приладу.

Після завершення досвіду необхідно вийняти відвідну трубку кристалізатора з водою, погасити пальник і відкрити пробку тільки після повного остигання пробірки (пари ртуті дуже отруйні). Замість пробірки можна використовувати реторту із приймачем для ртуті. З 10 г червоного окису ртуті одержують 500 мл кисню. Рівняння реакції розкладання оксиду ртуті:

2HgO = 2Hg + O₂ - 2x25 ккал.

Увага! В експерименті використані токсичні та небезпечні для здоров'я речовини. Не намагайтеся повторити цей досвід самостійно.

2.1. ОКИСЛЕННЯ МЕТАЛІВ І НЕМЕТАЛІВ КИСНЕМ

4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Cu + O2 = 2CuO - чорний на дроті

у полум'ї

2Ba + O 2 = 2BaO 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2C + O 2 = 2CO Si + O 2 = SiO 2 (1300 про С)

4P + 3O 2 = 2P 2 O 3 S + O 2 = SO 2 ─ сірчистий газ;

SO 3 не виходить

N 2 + O 2 =2NO (3000 про З) З + O 2 = CO 2

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ─ 4Сr +3O 2 = 2Cr 2 O 3 ─ зелений

горіння заліза на повітрі, залізна окалина, магнітний залізняк, чорний колір.

Кисень не реагує з галогенами (крім фтору), сріблом, золотом, платиною.

Лужні метали, крім літію, утворюють з киснем не оксиди, а пероксиди та надпероксиди: Na 2 O 2 , KO 2

2.2. ГОРІННЯ (ВИПАЛЕННЯ) СУЛЬФІДІВ, ФОСФІДІВ, ВОДОРОДНИХ СПОЛУК

При горінні речовини утворюються вищі оксиди елементів цієї речовини, крім азоту. При горінні азотовмісних речовин без каталізатора утворюється проста речовина N 2 .

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

4NH 3 +5O 2 = кat 4NO + 6H 2 O 2PH 3 + 4O 2 = 2P 2 O 5 + 6H 2 O

CS 2 + 3O 2 = CO 2 + 2SO 2 CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

2Ca 3 P 2 + 8O 2 = 6CaO + P 4 O 10

2.3. РОЗКЛАДАННЯ ПІДСТАВ

Гідроксиди лужних металів не розкладаються до плавлення, інші розкладаються на оксид та воду при нагріванні.

Нестійкі підстави розпадаються без нагрівання:

2AgOH = Ag 2 O + H 2 O 2CuOH = Cu 2 O + H 2 O

(оксид срібла ─ червоно-коричневий, гідроксид міді (I) ─ жовтий, оксид міді (I) ─ червоний)

2.4. ВІДНЯТТЯ ВОДИ ВІД КИСЛОТИ ВОДОВІДНІМАЮЧИМИ РЕЧОВИНАМИ: P 2 O 5 , H 2 SO 4 конц.

2HNO 3 + P 2 O 5 = 2HPO 3 + N 2 O 5

2HClO = Cl 2 O + H 2 O

Так отримують оксиди: CrO 3 , Mn 2 O 7 , Cl 2 O 7 та ін.з відповідних кислот.

Сірчана концентрована кислота може витіснити більш летку кислоту з твердої солі і одночасно відібрати воду:

2KMnO4 + H2SO4 = K2SO4 + Mn2O7 + H2O

2KClO4 + H2SO4 = K2SO4 + Cl2O7 + H2O

2.5. РОЗКЛАДАННЯ КИСЛОТ ПІД НАГРІВАННІ, опромінення, тривалого зберігання

1. Без зміни ступеня окиснення:

H 2 SiO 3 =t SiO 2 + H 2 O H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O

H 2 SO 4 =t SO 3 + H 2 O H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

2. Зі зміною ступеня окислення:

4HMnO 4 = 4MnO 2 + 3O 2 + 2H 2 O

2.6. ВИТИСНЕННЯ БІЛЬШЕ ЛЕТУЧОГО ОКСИДУ З КРИСТАЛІЧНОЇ СОЛІ

Na 2 CO 3 + SiO 2 =t Na 2 SiO 3 + CO 2 Ca 3 (PO 4) 2 +3SiO 2 =t 3CaSiO 3 + 2P 2 O 5

2.7. РОЗКЛАДАННЯ ОКСИДІВ ПІД НАГРІВАННЯ З ЗНИЖЕННЯМ СТУПЕНЯ ОКИСЛЕННЯ

Mn 2 O 7 = Mn 2 O 3 +2O 2 2SO 3 = 2SO 2 +O 2 4CuO = 2Cu 2 O + O 2

6Fe 2 O 3 = 4Fe 3 O 4 + O 2 2Fe 3 O 4 = 6FeO + O 2 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2

P 2 O 5 не розкладається

2.8. ОКИСЛЕННЯ КИСНЕМ З ПІДВИЩЕННЯМ СТУПЕНЯ ОКИСЛЕННЯ

6FeO + O 2 = 2Fe 3 O 4 2FeO + 3/2O 2 = Fe 2 O 3 4Fe 3 O 4 + O 2 = 6Fe 2 O 3

2NO + O 2 = 2NO 2 (швидка реакція)

2SO 2 + O 2 ↔ 2SO 3 (тільки з каталізатором та t)

2.9. ВІДНОВЛЕННЯ МЕТАЛОМ З ЗНИЖЕННЯМ СТУПЕНЯ ОКИСЛЕННЯ

Fe 2 O 3 + Fe = 3FeO Fe 3 O 4 + Fe = 4FeO CuO + Cu = Cu 2 O

Або неповне відновлення металу з оксиду

Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 2Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2.10. ОТРИМАННЯ ОКСИДІВ ЛУЖНИХ МЕТАЛІВ З ЇХ ПЕРОКИДІВ І НАДПЕРОКСИДІВ

Na 2 O 2 + 2Na = 2Na 2 O KO 2 + 3K = 2K 2 O 2Na 2 O 2 = 2Na 2 O + O 2

2.11. Розкладання солей при прожарюванні

1. Карбонати лужних металів плавляться без розкладання, середні, кислі та основні карбонати інших металів розкладаються на оксиди:

ZnCO 3 = t ZnO + CO 2 Ca(HCO 3) 2 =t CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = t CaO+ 2CO 2 +H 2 O

Cu 2 (OH) 2 CO 3 =t 2CuO + CO 2 + H 2 O ─ розкладання малахіту.

2. Сульфати лужних металів не розкладаються. Інші сульфати розкладаються на оксиди. Однак температури розкладання сульфатів вище температури розкладання SO 3 тому продуктами є:

2Al 2 (SO 4) 3 =t 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + O 2

2Fe2(SO 4) 3 =t 2Fe 2 O 3 + 6SO 2 + O 2

Так розкладаються всі сульфати, крім сульфату заліза (+2) та сульфату хрому (+2):

4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

3. Фосфати плавляться без розкладання. При високій температурі після плавлення йде процес:

Сa 3 (PO 4) 2 = 3CaO + P 2 O 5

4. Нітрати

Нітрати металів від Mg до Cu розкладаються з утворенням оксидів:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

ВИКЛЮЧЕННЯ:

4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 (Fe +2 ─ сильний відновник) та

Mn(NO 3) 2 = MnO 2 + 2NO 2 ─ без кисню

Нітрати металів, що стоять після міді:

2AgNO 3 = 2Ag + 2NO 2 + O 2

Нітрати металів до магнію утворюють при розкладанні нітрит металу та кисень:

2NaNO 3 = 2NaNO 2 + O 2

Нітрат амонію

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

5. Біхромат амонію

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = N 2 + 4H 2 O + Cr 2 O 3

Біхромат калію

4K 2 Cr 2 O 7 = 4K 2 CrO 4 + 2Cr 2 O 3 + 3O 2

6. Перманганат

2KMnO 4 =t K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

2.12. ОКИСНЮВАЛЬНО-ВІДНОВЛЮВАЛЬНІ РЕАКЦІЇ

1. Реакції металів та неметалів з концентрованою сірчаною кислотою, азотною кислотою та іншими окислювачами

C + 2H 2 SO 4 к. = CO 2 + 2SO 2 + H 2 O

C + 4HNO 3 к. = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 к. = 3SO 2 + 2H 2 O

S + 6HNO 3 к. = H 2 SO 4 +6NO 2 + 2H 2 O

2P + 5H 2 SO 4 к. = 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O

P + 5HNO 3 к. = H 3 PO 4 + 5NO 2 + H 2 O

I 2 + 10HNO 3 к. = 2HIO 3 + 10NO 2 + 4H 2 O ─

реакція, у якій галоген відновник

Cu + 2H 2 SO 4 к. = СуSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Cu + 4HNO 3 к. = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

3Cu +8HNO 3р. = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

8Al + 30HNO 3р. = 8Al(NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O

C + 2KNO 3 = CO 2 + 2KNO 2

6P + 5HClO 3 = 3P 2 O 5 + 5HCl

3S + 2KClO 3 = 3SO 2 + 2KCl

2. В результаті ОВР, що протікають у розчині, можна отримати оксиди NO 2 , NO (окислювач азотна кислота, нітрити), SO 2 (окислювач концентрована сірчана кислота), MnO 2 (окислювач MnO 4 - , MnO 4 -2 в нейтральному середовищі) , CO 2 (окислення органічних речовин):

CrCl 2 + 4HNO 3 = Cr(NO 3) 3 + NO 2 + 2HCl + H 2 O

2FeSO 4 + 2NaNO 2 + 2H 2 SO 4 = 2NO + Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

H 2 S + H 2 SO 4 = S + SO 2 + 2H 2 O

MnO4- + 2H2O + 3e = MnO 2 + 4OH - (pH = 6-8)

бурий осад

5СH 3 OH + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5CO 2 + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 19H 2 O