Лекция №10 для подготовки к ЕГЭ для 11 (профильного) класса по теме " Оксиды, получение и свойства"
презентация к уроку (химия, 11 класс) на тему

Свойства
кислотных
оксидов

Свойства
Примеры реакций
Примечания
1)
Реакция
с основа
-
ниями
CO
2
+
Ca
(
OH
)
2
=
CaCO
3
+
H
2
O
SiO
2
+ 2
KOH
=
K
2
SiO
3
+
H
2
O
(при нагревании),
SO
3
+ 2NaOH = Na
2
SO
4
+ H
2
O,
N
2
O
5
+ 2KOH = 2KNO
3
+ H
2
O.
Реакция возможна со щелочами. Наиболее активные кислотные оксиды (
SO
3
,
CrO
3
,
N
2
O
5
,
Cl
2
O
7
) могут реагировать и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.
2)
Реакция
с
амфотер-ными
и основными оксидами
CO
2
+
CaO
= CaCO
3
P
2
O
5
+ 6FeO = 2Fe
3
(PO
4
)
2

(при нагревании)
N
2
O
5
+
ZnO
= Zn(NO
3
)
2
Один из реагирующих оксидов (основный или кислотный) должен соответствовать
сильному
гидроксиду
.
3) Реакция
с водой.
Образуют
-
ся
КИСЛОТЫ.
N
2
O
3
+
H
2
O
= 2
HNO
2

SO
2
+
H
2
O
=
H
2
SO
3

N
2
O
5
+
H
2
O
= 2
HNO
3
SO
3
+
H
2
O
=
H
2
SO
4
Оксид реагирует с водой, если в результате образуется
растворимый

гидроксид
. Не реагирует с водой
SiO
2
.
4) Реакции
с солями летучих кислот.
SiO
2
+
K
2
CO
3
=
K
2
SiO
3
+
CO
2

(при нагревании)
Твёрдые, нелетучие оксиды (
SiO
2
,
P
2
O
5
) вытесняют из солей летучие.
5) Окисле
-
ние
.
2
SO
2
+ O
2

⇆

2
SO
3
Низшие оксиды окисляются до высших.
Автор:
Калитина Тамара Михайловна
Место работы
:


МБОУ СОШ №2 с.Александров-Гай Саратовской области
Должность:
учитель химии, биологии, экологии.
Дополнительные сведения:
сайт

http://kalitina.okis.ru/

Мини-сайт
http://www.nsportal.ru/kalitina-tamara-mikhailovna

План
Получение
оксидов.
Получение оксидов.
Свойства оксидов.
Кислотные оксиды

Кислотные оксиды
–
оксиды
, которым соответствуют кислоты.
Кислотные оксиды при комнатной температуре бывают:
*газы
(например: СО
2
,
SO
2
,
NO
,
SeO
2
)
*
жидкости
(например,
SO
3
,
Mn
2
O
7
)
*
твердые
вещества
(
например
: B
2
O
3
, SiO
2
, N
2
O
5
, P
2
O
3
, P
2
O
5
, I
2
O
5
, CrO
3
).
Источники
http://egeigia.ru/all-ege/materialy-ege/himiya/566-ege-him-2012-5
Оксиды, получение и свойства
Лекция №10
Подготовка к ЕГЭ
Свойства основных оксидов
Свойства
Примеры реакций
Ограничения и примечания
1) Реакция с
растворами кислот
Li
2
O + 2HCl= 2LiCl+ H
2
O
NiO
+ H
2
SO
4
= NiSO
4
+ H
2
O
Кислота должна существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)
2) Реакция
с водой

Li
2
O + H
2
O = 2LiOH
BaO
+ H
2
O =
Ba
(OH)
2
(только 8 оксидов:
IA
группа,
СаО
,
SrO
,
ВаО
)
Оксид реагирует с водой,
только если в результате образуется растворимый
гидроксид (щелочь).
3) Реакция
с кислотными и
амфотерными
оксидами
BaO + CO
2
= BaCO
3
,
FeO + SO
3
= FeSO
4
,
CuO + N
2
O
5
= Cu(NO
3
)
2
СаО
+ SO
2
= CaSO
3
Один из реагирующих оксидов
(основный или кислотный) должен соответствовать сильному
гидроксиду
.

4) Восстановление оксида
до металла или до низшего оксида
:
MnO
+
C
=
Mn
+
CO
(при нагревании),
FeO
+
H
2
=
Fe
+
H
2
O

(при нагревании).
Fe
2
O
3
+ CO = FeO + CO
2
В качестве восстановителей
используют: СО, С, водород, алюминий, магний.
С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.
5) Окисление кислородом.
4
FeO
+
O
2
= 2
Fe
2
O
3
Если металл имеет несколько оксидов с разными степенями окисления.

СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ

C
войства
Примеры реакций
Примечания
1) Реагируют с кислотами, так же, как
основные
оксиды – образуются соли.
ZnO
+ 2HCl = ZnCl
2
+ H
2
O
Al
2
O
3
+ 6HNO
3
= 2Al(NO
3
)
3
+3H
2
O
Только с сильными кислотами
2)
Взаимодействуют с
растворами
щелочей
– образуются растворы гидроксокомплексов.
Al
2
O
3
+ 2KOH +3H
2
O = 2K[Al(OH)
4
]
или
K
3
[Al(OH)
6
]
ZnO
+2NaOH +H
2
O=Na
2
[Zn(OH)
4
]
3)
Реагируют с
расплавами
щелочей
– образуя соли, при этом проявляют свойства
кислотных
оксидов.
Al
2
O
3
+ 2
KOH
→

t
2
KAlO
2
+
H
2
O


(или
K
3
AlO
3
)
ZnO
+ 2KOH
→
t K
2
ZnO
2
+ H
2
O


4) При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.
Al
2
O
3
+ Na
2
CO
3

→
t 2NaAlO
2
+CO
2

(
или
Na
3
AlO
3
)
ZnO + Na
2
CO
3

→
t Na
2
ZnO
2
+ CO
2


СВОЙСТВА ОКСИДОВ

Основные оксиды
–
оксиды
, которым соответствуют основания. Это оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2,
кроме
амфотерных
(
ZnO
,
BeO
,
SnO
,
PbO
)

Вещества
, образуемые катионами
амфотерных
металлов в щелочной среде:

Степень окисления
В растворе
В расплаве
+2
(
Zn
,
Be
,
Sn
)
Na
2
[
Zn
(
OH
)
4
]
тетрагидроксоцинкат
натрия
Na
2
ZnO
2
цинкат натрия
+3
(
Al
,
Cr
,
Fe
*
)
Na
[
Al
(
OH
)
4
]
тетрагидроксоалюминат
натрия
Na
3
[
Al
(
OH
)
6
]
гексагидроксоалюминат
натрия
NaAlO
2

метаалюминат
натрия и
Na
3
AlO
3
ортоалюминат
натрия
*) железо не образует устойчивых
гидроксокомплексов
,
амфотерно
только в расплаве, образуя
NaFeO
2

Получение
оксидов:
Способы получения.
Примеры.
Ограничения и примечания
1. Окисление простых веществ:
а) металлов: 2
Ca
+
O
2


2
CaO
б) неметаллов:
4P + 3O
2
(
нед
)

2P
2
O
3
4P + 5O
2
(
изб
)

2P
2
O
5

(
Из
S – SO
2
,
из
Fe – Fe
2
O
3

и
Fe
3
O
4
,
из
N
2
– NO)
С кислородом не реагируют галогены, инертные газы,
Au
,
Pt
. Азот реагирует в жестких условиях (2000°C).
2. Окисление сложных веществ:
а) водородных соединений:
2Н
2
S
+ 3
O
2



2
H
2
O
+ 2
SO
2
б) сульфидов, карбидов, фосфидов (бинарных соединений):
2
ZnS +
3
O
2


2
ZnO +
2
SO
2
Каждый элемент сложного вещества окисляется в соответствии со своими свойствами.
3. Разложение гидроксидов и солей:
а) гидроксидов (оснований и кислот):2
Al
(
OH
)
3
→

t

Al
2
O
3
+ 3
H
2
O

H
2
SiO
3

→

t

SiO
2
+
H
2
O
б) карбонатов: СаСО
3
→

t

CaO
+
CO
2
Гидроксиды и карбонаты щелочных металлов (
Na
,
K
,
Rb
,
Cs
) не разлагаются.
4. Окисление кислородом или озоном
а) кислородом:
2СО + О
2


2СО
2
б) озоном:
NO + O
3


NO
2
+ O
2
Возможна, если элемент имеет несколько оксидов (сера, фосфор, углерод, азот, железо).
Амфотерные оксиды
Амфотерные оксиды
–
оксиды
, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. По химическим свойствам
амфотерные
оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей
способностью реагировать с щелочами
, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами,
а также с основными оксидами.