Oxydes on appelle des substances complexes dont la composition des molécules comprend des atomes d'oxygène à l'état d'oxydation - 2 et un autre élément.

peut être obtenu par interaction directe de l'oxygène avec un autre élément, ou indirectement (par exemple, par la décomposition de sels, de bases, d'acides). À conditions normales les oxydes sont à l'état solide, liquide et gazeux, ce type de composés est très courant dans la nature. les oxydes se trouvent dans la croûte terrestre. Rouille, sable, eau, gaz carbonique sont des oxydes.

Ils sont salifiants et non salifiants.

Oxydes salifères- Ce sont des oxydes qui forment des sels à la suite de réactions chimiques. Ce sont des oxydes de métaux et de non-métaux qui, lorsqu'ils interagissent avec l'eau, forment les acides correspondants, et lorsqu'ils interagissent avec des bases, les sels acides et normaux correspondants. Par exemple, l'oxyde de cuivre (CuO) est un oxyde salifiant, car, par exemple, lorsqu'il interagit avec acide hydrochlorique le sel (HCl) se forme :

CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.

À la suite de réactions chimiques, d'autres sels peuvent être obtenus:

CuO + SO3 → CuSO4.

Oxydes non salifiants appelés oxydes qui ne forment pas de sels. Un exemple est CO, N 2 O, NO.

Les oxydes salifiants, quant à eux, sont de 3 types : basiques (du mot « base » ), acide et amphotère.

Oxydes basiques de tels oxydes métalliques sont appelés, qui correspondent à des hydroxydes appartenant à la classe des bases. Les oxydes basiques comprennent, par exemple, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO, etc.

Propriétés chimiques des oxydes basiques

1. Soluble dans l'eau oxydes basiques réagissent avec l'eau pour former des bases :

Na20 + H20 → 2NaOH.

2. Interagir avec les oxydes acides, formant les sels correspondants

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Réagissez avec les acides pour former du sel et de l'eau :

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4. Réagir avec les oxydes amphotères :

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2 .

Si le deuxième élément entrant dans la composition des oxydes est un non-métal ou un métal présentant une valence plus élevée (présente généralement de IV à VII), alors ces oxydes seront acides. Les oxydes d'acides (anhydrides d'acides) sont des oxydes qui correspondent à des hydroxydes appartenant à la classe des acides. Il s'agit par exemple de CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7, etc. Les oxydes d'acide se dissolvent dans l'eau et les alcalis, formant du sel et de l'eau.

Propriétés chimiques des oxydes d'acide

1. Interagir avec l'eau, formant de l'acide :

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Mais tous les oxydes acides ne réagissent pas directement avec l'eau (SiO 2 et autres).

2. Réagissez avec les oxydes à base pour former un sel :

CO2 + CaO → CaCO3

3. Interagissez avec les alcalis, formant du sel et de l'eau :

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Partie oxyde amphotère comprend un élément qui a des propriétés amphotères. L'amphotéricité est comprise comme la capacité des composés à présenter des propriétés acides et basiques en fonction des conditions. Par exemple, l'oxyde de zinc ZnO peut être à la fois une base et un acide (Zn(OH) 2 et H 2 ZnO 2). L'amphotère se traduit par le fait que, selon les conditions, les oxydes amphotères présentent soit des oxydes basiques, soit propriétés acides.

Propriétés chimiques des oxydes amphotères

1. Interagissez avec les acides pour former du sel et de l'eau :

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2. Réagissez avec les alcalis solides (pendant la fusion), formant à la suite de la réaction sel - zincate de sodium et eau :

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Lorsque l'oxyde de zinc interagit avec une solution alcaline (le même NaOH), une autre réaction se produit :

ZnO + 2 NaOH + H 2 O => Na 2.

Numéro de coordination - une caractéristique qui détermine le nombre de particules les plus proches : atomes ou ions dans une molécule ou un cristal. Chaque métal amphotère a son propre numéro de coordination. Pour Be et Zn c'est 4; Car et Al vaut 4 ou 6; Pour et Cr c'est 6 ou (très rarement) 4 ;

Les oxydes amphotères ne se dissolvent généralement pas dans l'eau et ne réagissent pas avec elle.

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1. Métal + Non-métal. Les gaz inertes n'entrent pas dans cette interaction. Plus l'électronégativité d'un non-métal est élevée, plus il réagira avec les métaux. Par exemple, le fluor réagit avec tous les métaux et l'hydrogène uniquement avec les métaux actifs. Plus un métal est à gauche dans la série d'activité des métaux, plus il peut réagir avec des non-métaux. Par exemple, l'or ne réagit qu'avec le fluor, le lithium avec tous les non-métaux.

2. Non-métal + non-métal. Dans ce cas, un non-métal plus électronégatif agit comme un agent oxydant, moins d'OE - comme un agent réducteur. Les non-métaux à électronégativité étroite interagissent mal les uns avec les autres, par exemple, l'interaction du phosphore avec l'hydrogène et du silicium avec l'hydrogène est pratiquement impossible, car l'équilibre de ces réactions est déplacé vers la formation de substances simples. L'hélium, le néon et l'argon ne réagissent pas avec les non-métaux, d'autres gaz inertes dans des conditions difficiles peuvent réagir avec le fluor.
L'oxygène n'interagit pas avec le chlore, le brome et l'iode. L'oxygène peut réagir avec le fluor à basse température.

3. Métal + oxyde d'acide. Le métal restaure le non-métal à partir de l'oxyde. Le métal en excès peut alors réagir avec le non-métal résultant. Par exemple:

2 Mg + SiO 2 \u003d 2 MgO + Si (par manque de magnésium)

2 Mg + SiO 2 \u003d 2 MgO + Mg 2 Si (avec excès de magnésium)

4. Métal + acide. Les métaux à gauche de l'hydrogène dans la série de tension réagissent avec les acides pour libérer de l'hydrogène.

L'exception concerne les acides - agents oxydants (acide sulfurique concentré et tout acide nitrique), qui peuvent réagir avec les métaux qui se trouvent dans la série de tensions à droite de l'hydrogène, l'hydrogène n'est pas libéré dans les réactions, mais l'eau et le produit de réduction acide sont obtenu.

Il faut faire attention au fait que lorsqu'un métal interagit avec un excès d'un acide polybasique, un sel d'acide peut être obtenu : Mg +2 H 3 PO 4 \u003d Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.

Si le produit de l'interaction d'un acide et d'un métal est un sel insoluble, alors le métal est passivé, puisque la surface du métal est protégée par le sel insoluble de l'action de l'acide. Par exemple, l'action de l'acide sulfurique dilué sur le plomb, le baryum ou le calcium.

5. Métal + sel. en solution cette réaction implique un métal à droite du magnésium dans la série de tension, y compris le magnésium lui-même, mais à gauche du sel métallique. Si le métal est plus actif que le magnésium, il ne réagit pas avec le sel, mais avec l'eau pour former un alcali, qui réagit ensuite avec le sel. Dans ce cas, le sel initial et le sel résultant doivent être solubles. Le produit insoluble passive le métal.

Cependant, il existe des exceptions à cette règle :

2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2;

2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Étant donné que le fer a un état d'oxydation intermédiaire, son sel dans l'état d'oxydation le plus élevé est facilement réduit en un sel dans un état d'oxydation intermédiaire, oxydant encore moins les métaux actifs.

en fondun certain nombre de contraintes métalliques ne fonctionnent pas. Il est possible de déterminer si une réaction entre un sel et un métal n'est possible qu'à l'aide de calculs thermodynamiques. Par exemple, le sodium peut déplacer le potassium d'une masse fondue de chlorure de potassium, car le potassium est plus volatil : Na + KCl = NaCl + K (cette réaction est déterminée par le facteur d'entropie). Par contre, l'aluminium a été obtenu par déplacement du chlorure de sodium : 3 Na + AlCl 3 \u003d 3 NaCl + Al . Ce processus est exothermique et est déterminé par le facteur d'enthalpie.

Il est possible que le sel se décompose lorsqu'il est chauffé et que les produits de sa décomposition puissent réagir avec le métal, comme le nitrate d'aluminium et le fer. Le nitrate d'aluminium se décompose lorsqu'il est chauffé en alumine, oxyde nitrique ( IV ) et l'oxygène, l'oxygène et le monoxyde d'azote oxyderont le fer :

10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

6. Métal + oxyde basique. De plus, comme dans les sels fondus, la possibilité de ces réactions est déterminée thermodynamiquement. L'aluminium, le magnésium et le sodium sont souvent utilisés comme agents réducteurs. Par exemple : 8 Al + 3 Fe 3 O 4 \u003d 4 Al 2 O 3 + 9 Fe réaction exothermique, facteur d'enthalpie);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (rubidium volatil, facteur d'enthalpie).

8. Non-métal + base. En règle générale, la réaction a lieu entre un non-métal et un alcali.Tous les non-métaux ne peuvent pas réagir avec les alcalis : il faut se rappeler que les halogènes entrent dans cette interaction (différemment en fonction de la température), le soufre (lorsqu'il est chauffé), silicium, phosphore.

KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (à froid)

6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (en solution chaude)

6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

2KOH + Si + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2

3KOH + 4P + 3H2O = PH3 + 3KPH2O2

1) non-métal - agent réducteur (hydrogène, carbone):

CO 2 + C \u003d 2CO;

2NO 2 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + N 2;

SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si. Si le non-métal résultant peut réagir avec le métal utilisé comme agent réducteur, alors la réaction ira plus loin (avec un excès de carbone) SiO 2 + 2 C \u003d CO 2 + Si C

2) non-métal - agent oxydant (oxygène, ozone, halogènes) :

2C O + O 2 \u003d 2CO 2.

AVEC O + Cl 2 \u003d CO Cl 2.

2 NON + O 2 \u003d 2 N O 2.

10. Oxyde acide + oxyde basique . La réaction se déroule si le sel résultant existe en principe. Par exemple, l'alumine peut réagir avec l'anhydride sulfurique pour former du sulfate d'aluminium, mais ne peut pas réagir avec le dioxyde de carbone, puisque le sel correspondant n'existe pas.

11. Eau + oxyde basique . La réaction est possible si un alcali se forme, c'est-à-dire une base soluble (ou peu soluble dans le cas du calcium). Si la base est insoluble ou légèrement soluble, il y a alors une réaction inverse de décomposition de la base en oxyde et eau.

12. Oxyde basique + acide . La réaction est possible si le sel résultant existe. Si le sel résultant est insoluble, alors la réaction peut être passivée en bloquant l'accès de l'acide à la surface de l'oxyde. Dans le cas d'un excès d'un acide polybasique, la formation d'un sel d'acide est possible.

13. oxyde d'acide + socle. En règle générale, la réaction se déroule entre l'alcali et l'oxyde d'acide. Si l'oxyde d'acide correspond à un acide polybasique, on peut obtenir un sel d'acide : CO 2 + KOH = KHCO 3 .

Les oxydes d'acides correspondant aux acides forts peuvent également réagir avec des bases insolubles.

Parfois, des oxydes correspondant à des acides faibles réagissent avec des bases insolubles et un sel moyen ou basique peut être obtenu (en règle générale, une substance moins soluble est obtenue): 2 Mg (OH) 2 + CO 2 \u003d (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.

14. oxyde d'acide + sel. La réaction peut avoir lieu à l'état fondu et en solution. Dans la masse fondue, l'oxyde le moins volatil déplace l'oxyde le plus volatil du sel. En solution, l'oxyde correspondant à l'acide le plus fort déplace l'oxyde correspondant à l'acide le plus faible. Par exemple, Na 2 CO 3 + SiO 2 \u003d Na 2 SiO 3 + CO 2 , dans le sens direct, cette réaction se déroule à l'état fondu, le dioxyde de carbone est plus volatil que l'oxyde de silicium ; en sens inverse, la réaction se déroule en solution, l'acide carbonique est plus fort que l'acide silicique, et l'oxyde de silicium précipite.

Il est possible de combiner un oxyde d'acide avec son propre sel, par exemple, le dichromate peut être obtenu à partir de chromate, et le disulfate peut être obtenu à partir de sulfate, et le disulfite peut être obtenu à partir de sulfite :

Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d Na 2 S 2 O 5

Pour ce faire, vous devez prendre un sel cristallin et un oxyde pur, ou une solution saline saturée et un excès d'oxyde acide.

En solution, les sels peuvent réagir avec leurs propres oxydes acides pour former des sels acides : Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 \u003d 2 NaHSO 3

15. Eau + oxyde d'acide . La réaction est possible si un acide soluble ou peu soluble se forme. Si l'acide est insoluble ou légèrement soluble, il se produit alors une réaction inverse de décomposition de l'acide en oxyde et en eau. Par exemple, l'acide sulfurique est caractérisé par la réaction d'obtention à partir d'oxyde et d'eau, la réaction de décomposition ne se produit pratiquement pas, l'acide silicique ne peut pas être obtenu à partir d'eau et d'oxyde, mais il se décompose facilement en ces composants, mais carbonique et acide sulfureux peuvent participer à la fois aux réactions directes et inverses.

16. Base + acide. La réaction se déroule si au moins un des réactifs est soluble. Selon le rapport des réactifs, des sels moyens, acides et basiques peuvent être obtenus.

17. Base + sel. La réaction se déroule si les deux matières de départ sont solubles et qu'au moins un électrolyte non électrolytique ou faible (précipité, gaz, eau) est obtenu en tant que produit.

18. Sel + acide. En règle générale, la réaction se déroule si les deux matières premières sont solubles et qu'au moins un non-électrolyte ou un électrolyte faible (précipité, gaz, eau) est obtenu comme produit.

Un acide fort peut réagir avec des sels insolubles d'acides faibles (carbonates, sulfures, sulfites, nitrites), et un produit gazeux est libéré.

Des réactions entre des acides concentrés et des sels cristallins sont possibles si l'on obtient un acide plus volatil : par exemple, le chlorure d'hydrogène peut être obtenu par action de l'acide sulfurique concentré sur le chlorure de sodium cristallin, le bromure d'hydrogène et l'iodure d'hydrogène par action de l'acide orthophosphorique sur le sels correspondants. Il est possible d'agir avec un acide sur son propre sel pour obtenir un sel d'acide, par exemple : BaSO 4 + H 2 SO 4 \u003d Ba (HSO 4) 2.

19. Sel + sel.En règle générale, la réaction se déroule si les deux matières premières sont solubles et qu'au moins un non-électrolyte ou un électrolyte faible est obtenu comme produit.

1) le sel n'existe pas car hydrolysé de manière irréversible . Ce sont la majorité des carbonates, sulfites, sulfures, silicates de métaux trivalents, ainsi que certains sels de métaux divalents et d'ammonium. Les sels de métaux trivalents sont hydrolysés en la base et l'acide correspondants, et les sels de métaux divalents en sels basiques moins solubles.

Prenons des exemples :

2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 H2CO3

H 2 CO 3 se décompose en eau et en dioxyde de carbone, l'eau dans les parties gauche et droite est réduite et il s'avère : Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O \u003d 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 (2)

Si nous combinons maintenant les équations (1) et (2) et réduisons le carbonate de fer, nous obtenons l'équation totale reflétant l'interaction du chlorure ferrique ( III ) et carbonate de sodium : 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O \u003d 2 Fe (OH) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

CuSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CuCO 3 + Na2SO4 (1)

Le sel souligné n'existe pas du fait d'une hydrolyse irréversible :

2CuCO3+ H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)

Si nous combinons maintenant les équations (1) et (2) et réduisons le carbonate de cuivre, nous obtenons l'équation totale reflétant l'interaction du sulfate ( II ) et carbonate de sodium :

2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

les oxydes sont composés inorganiques, composé de deux éléments chimiques, dont l'un est l'oxygène à l'état d'oxydation -2. le seul l'élément non oxydant est le fluor, qui se combine avec l'oxygène pour former du fluorure d'oxygène. En effet, le fluor est un élément plus électronégatif que l'oxygène.

Cette classe de composés est très courante. Chaque jour, une personne rencontre une variété d'oxydes dans Vie courante. L'eau, le sable, le dioxyde de carbone que nous expirons, les gaz d'échappement des voitures, la rouille sont tous des exemples d'oxydes.

Classification des oxydes

Tous les oxydes, selon leur capacité à former des sels, peuvent être divisés en deux groupes :

1. Formation de sel oxydes (CO 2, N 2 O 5, Na 2 O, SO 3, etc.)
2. Non salifiant oxydes (CO, N 2 O, SiO, NO, etc.)

À leur tour, les oxydes salifiants sont divisés en 3 groupes :

• Oxydes basiques- (Oxydes métalliques - Na 2 O, CaO, CuO, etc.)
• Oxydes acides- (Oxydes non métalliques, ainsi que les oxydes métalliques à l'état d'oxydation V-VII - Mn 2 O 7, CO 2, N 2 O 5, SO 2, SO 3, etc.)
• (Oxydes métalliques avec degré d'oxydation III-IV ainsi que ZnO, BeO, SnO, PbO)

Cette classification est basée sur la manifestation de certaines propriétés chimiques par les oxydes. Alors, les oxydes basiques correspondent aux bases, et les oxydes acides correspondent aux acides. Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques pour former le sel correspondant, comme si la base et l'acide correspondant à ces oxydes avaient réagi : De même, les oxydes amphotères correspondent aux bases amphotères, qui peut présenter à la fois des propriétés acides et basiques : Éléments chimiques montrant divers degrés oxydation, peut former divers oxydes. Afin de distinguer en quelque sorte les oxydes de ces éléments, après le nom des oxydes, la valence est indiquée entre parenthèses.

CO 2 - monoxyde de carbone (IV)

N 2 O 3 - monoxyde d'azote (III)

Propriétés physiques des oxydes

Les oxydes sont très divers dans leur propriétés physiques. Ils peuvent être aussi bien liquides (H 2 O) que gazeux (CO 2, SO 3) ou solides (Al 2 O 3, Fe 2 O 3). Dans le même temps, les oxydes basiques sont, en règle générale, des substances solides. Les oxydes ont également la couleur la plus diversifiée - de l'incolore (H 2 O, CO) et du blanc (ZnO, TiO 2) au vert (Cr 2 O 3) et même au noir (CuO).

• Oxydes basiques

Certains oxydes réagissent avec l'eau pour former les hydroxydes correspondants (bases) : Les oxydes basiques réagissent avec les oxydes acides pour former des sels : Ils réagissent de manière similaire avec les acides, mais avec libération d'eau : Les oxydes de métaux moins actifs que l'aluminium peuvent être réduits en métaux :

• Oxydes acides

Les oxydes d'acide réagissent avec l'eau pour former des acides : certains oxydes (par exemple, l'oxyde de silicium SiO2) ne réagissent pas avec l'eau, les acides sont donc obtenus d'autres manières.

Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques pour former des sels : De la même manière, avec la formation de sels, les oxydes acides réagissent avec les bases : Si un oxyde donné correspond à un acide polybasique, alors un sel acide peut également se former : Oxydes acides non volatils peut remplacer les oxydes volatils dans les sels :

Comme mentionné précédemment, les oxydes amphotères, selon les conditions, peuvent présenter à la fois des propriétés acides et basiques. Ainsi, ils agissent comme des oxydes basiques dans les réactions avec des acides ou des oxydes d'acides, avec formation de sels : Et dans les réactions avec des bases ou des oxydes basiques, ils présentent des propriétés acides :

Obtention d'oxydes

Les oxydes peuvent être obtenus de différentes manières, nous donnerons les principales.

La plupart des oxydes peuvent être obtenus par interaction directe de l'oxygène avec un élément chimique : Lors de la cuisson ou de la combustion de divers composés binaires : Décomposition thermique des sels, acides et bases : Interaction de certains métaux avec l'eau :

Application d'oxydes

Les oxydes sont extrêmement répandus dans le monde et sont utilisés à la fois dans la vie quotidienne et dans l'industrie. L'oxyde le plus important, l'oxyde d'hydrogène, l'eau, a rendu la vie possible sur Terre. L'oxyde de soufre SO 3 est utilisé pour produire de l'acide sulfurique, ainsi que pour le traitement produits alimentaires- cela augmente la durée de conservation, par exemple, des fruits.

Les oxydes de fer sont utilisés pour produire des peintures, la production d'électrodes, bien que la plupart des oxydes de fer soient réduits en fer métallique dans la métallurgie.

L'oxyde de calcium, également connu sous le nom de chaux vive, est utilisé dans la construction. Les oxydes de zinc et de titane ont couleur blanche et insoluble dans l'eau, donc acier bon matériel pour la production de peintures - blanc.

L'oxyde de silicium SiO 2 est le composant principal du verre. L'oxyde de chrome Cr 2 O 3 est utilisé pour la production de verres verts colorés et de céramiques, et en raison de ses propriétés de haute résistance, pour les produits de polissage (sous forme de pâte GOI).

Le monoxyde de carbone CO 2 , que tous les organismes vivants émettent lors de la respiration, est utilisé pour éteindre le feu, et aussi, sous forme de neige carbonique, pour refroidir quelque chose.

Les oxydes, leur classification et leurs propriétés sont à la base d'une science aussi importante que la chimie. Ils commencent à étudier en première année d'étude de chimie. Tel sciences exactes, comme les mathématiques, la physique et la chimie, tout le matériel est interconnecté, c'est pourquoi l'incapacité à assimiler le matériel entraîne une incompréhension de nouveaux sujets. Par conséquent, il est très important de comprendre le sujet des oxydes et de s'y retrouver pleinement. Nous allons essayer d'en parler plus en détail aujourd'hui.

Que sont les oxydes ?

Les oxydes, leur classification et leurs propriétés - c'est ce qu'il faut comprendre avant tout. Que sont donc les oxydes ? Vous en souvenez-vous du programme scolaire ?

Les oxydes (ou oxydes) sont des composés binaires, qui comprennent des atomes d'un élément électronégatif (moins électronégatif que l'oxygène) et de l'oxygène avec un état d'oxydation de -2.

Les oxydes sont des substances incroyablement courantes sur notre planète. Des exemples de composés oxydes sont l'eau, la rouille, certains colorants, le sable et même le dioxyde de carbone.

Formation d'oxyde

Les oxydes peuvent être obtenus le plus différentes façons. La formation d'oxydes est également étudiée par une science telle que la chimie. Les oxydes, leur classification et leurs propriétés - c'est ce que les scientifiques doivent savoir pour comprendre comment tel ou tel oxyde s'est formé. Par exemple, ils peuvent être obtenus en combinant directement un atome (ou des atomes) d'oxygène avec élément chimique est l'interaction des éléments chimiques. Cependant, il existe également une formation indirecte d'oxydes, c'est-à-dire lorsque des oxydes sont formés par la décomposition d'acides, de sels ou de bases.

Classification des oxydes

Les oxydes et leur classification dépendent de la façon dont ils se sont formés. Selon leur classification, les oxydes sont divisés en deux groupes seulement, dont le premier est salifiant et le second non salin. Alors, regardons de plus près les deux groupes.

Les oxydes salifiants constituent un groupe assez important, divisé en oxydes amphotères, acides et basiques. En conséquence, tout réaction chimique les oxydes salifiants forment des sels. En règle générale, la composition des oxydes salifiants comprend des éléments de métaux et de non-métaux qui, à la suite d'une réaction chimique avec l'eau, forment des acides, mais lorsqu'ils interagissent avec des bases, forment les acides et les sels correspondants.

Les oxydes non salifiants sont des oxydes qui ne forment pas de sels à la suite d'une réaction chimique. Des exemples de tels oxydes sont le carbone.

Oxydes amphotères

Les oxydes, leur classification et leurs propriétés sont des concepts très importants en chimie. Les composés salifiants comprennent les oxydes amphotères.

Les oxydes amphotères sont des oxydes qui peuvent présenter des propriétés basiques ou acides, selon les conditions des réactions chimiques (montrer l'amphotère). Ces oxydes se forment métaux de transition(cuivre, argent, or, fer, ruthénium, tungstène, rutherfordium, titane, yttrium et bien d'autres). Les oxydes amphotères réagissent avec les acides forts et, à la suite d'une réaction chimique, ils forment des sels de ces acides.

Oxydes acides

Ou les anhydrides sont de tels oxydes qui, dans les réactions chimiques, présentent et forment également des acides contenant de l'oxygène. Les anhydrides sont toujours formés par des non-métaux typiques, ainsi que par certains éléments chimiques de transition.

Les oxydes, leur classification et Propriétés chimiques- c'est notions importantes. Par exemple, les oxydes acides ont des propriétés chimiques complètement différentes des amphotères. Par exemple, lorsqu'un anhydride interagit avec l'eau, l'acide correspondant se forme (à l'exception de SiO2 - Les anhydrides interagissent avec les alcalis et, à la suite de telles réactions, de l'eau et de la soude sont libérées. Lors de l'interaction avec, un sel se forme.

Oxydes basiques

Les oxydes basiques (du mot "base") sont des oxydes des éléments chimiques des métaux avec des états d'oxydation de +1 ou +2. Ceux-ci comprennent les métaux alcalins et alcalino-terreux, ainsi que l'élément chimique magnésium. Les oxydes basiques diffèrent des autres en ce qu'ils sont capables de réagir avec les acides.

Les oxydes basiques interagissent avec les acides, contrairement aux oxydes acides, ainsi qu'avec les alcalis, l'eau et d'autres oxydes. À la suite de ces réactions, en règle générale, des sels se forment.

Propriétés des oxydes

Si vous étudiez attentivement les réactions de divers oxydes, vous pouvez tirer indépendamment des conclusions sur les propriétés chimiques dont les oxydes sont dotés. La propriété chimique commune à absolument tous les oxydes est le processus redox.

Néanmoins, tous les oxydes sont différents les uns des autres. La classification et les propriétés des oxydes sont deux sujets liés.

Oxydes non salifiants et leurs propriétés chimiques

Les oxydes non salifiants sont un groupe d'oxydes qui ne présentent ni propriétés acides, ni basiques, ni amphotères. À la suite de réactions chimiques avec des oxydes non salifiants, aucun sel n'est formé. Auparavant, ces oxydes étaient appelés non pas salifiants, mais indifférents et indifférents, mais ces noms ne correspondent pas aux propriétés des oxydes non salins. Selon leurs propriétés, ces oxydes sont tout à fait capables de réactions chimiques. Mais il existe très peu d'oxydes non salifiants ; ils sont formés de non-métaux monovalents et divalents.

Les oxydes salifiants peuvent être obtenus à partir d'oxydes non salifiants à la suite d'une réaction chimique.

Nomenclature

Presque tous les oxydes sont généralement appelés ainsi : le mot « oxyde », suivi du nom de l'élément chimique dans génitif. Par exemple, Al2O3 est l'oxyde d'aluminium. En langage chimique, cet oxyde se lit comme suit : aluminium 2 ou 3. Certains éléments chimiques, comme le cuivre, peuvent avoir plusieurs degrés d'oxydation, respectivement, les oxydes seront également différents. Ensuite, l'oxyde de CuO est de l'oxyde de cuivre (deux), c'est-à-dire avec un degré d'oxydation de 2, et l'oxyde de Cu2O est de l'oxyde de cuivre (trois), qui a un degré d'oxydation de 3.

Mais il existe d'autres noms d'oxydes, qui se distinguent par le nombre d'atomes d'oxygène dans le composé. Un monoxyde ou monoxyde est un oxyde qui ne contient qu'un seul atome d'oxygène. Les dioxydes sont les oxydes qui contiennent deux atomes d'oxygène, comme indiqué par le préfixe "di". Les trioxydes sont les oxydes qui contiennent déjà trois atomes d'oxygène. Des noms tels que monoxyde, dioxyde et trioxyde sont déjà obsolètes, mais se retrouvent souvent dans les manuels, les livres et autres manuels.

Il existe aussi des noms d'oxydes dits triviaux, c'est-à-dire ceux qui se sont développés historiquement. Par exemple, CO est l'oxyde ou le monoxyde de carbone, mais même les chimistes appellent le plus souvent cette substance le monoxyde de carbone.

Ainsi, un oxyde est une combinaison d'oxygène avec un élément chimique. La principale science qui étudie leur formation et leurs interactions est la chimie. Les oxydes, leur classification et leurs propriétés sont plusieurs sujets importants dans la science de la chimie, sans comprendre lesquels il est impossible de comprendre tout le reste. Les oxydes sont des gaz, des minéraux et des poudres. Certains oxydes méritent d'être connus en détail non seulement pour les scientifiques, mais aussi pour les gens ordinaires, car ils peuvent même être dangereux pour la vie sur cette terre. Les oxydes sont un sujet très intéressant et assez facile. Les composés oxydes sont très courants dans la vie de tous les jours.

Propriétés chimiques des oxydes basiques

Des détails sur les oxydes, leur classification et les méthodes d'obtention peuvent être lus .

1. Interaction avec l'eau. Seuls les oxydes basiques sont capables de réagir avec l'eau, ce qui correspond aux hydroxydes solubles (alcalis). Forme alcaline métaux alcalins(lithium, sodium, potassium, rubidium et césium) et alcalino-terreux (calcium, strontium, baryum). Les oxydes d'autres métaux ne réagissent pas chimiquement avec l'eau. L'oxyde de magnésium réagit avec l'eau lorsqu'il est bouilli.

CaO + H2O → Ca(OH)2

CuO + H 2 O ≠

2. Interaction avec les oxydes d'acide et les acides. Lorsque les oxydes basiques réagissent avec les acides, un sel de cet acide et de l'eau se forment. Lorsqu'un oxyde basique et un acide réagissent, un sel se forme :

oxyde basique + acide = sel + eau

oxyde basique + oxyde acide = sel

Lorsque les oxydes basiques interagissent avec les acides et leurs oxydes, la règle fonctionne :

Au moins un des réactifs doit correspondre à un hydroxyde fort (alcalin ou acide fort).

En d'autres termes, les oxydes basiques, qui correspondent aux alcalis, réagissent avec tous les oxydes acides et leurs acides. Les oxydes basiques, qui correspondent aux hydroxydes insolubles, ne réagissent qu'avec les acides forts et leurs oxydes (N 2 O 5 , NO 2 , SO 3 ...).

3. Interaction avec les oxydes et hydroxydes amphotères.

Lorsque les oxydes basiques interagissent avec les amphotères, des sels se forment :

oxyde basique + oxyde amphotère = sel

Lors de la fusion, ils interagissent avec les oxydes amphotères uniquement des oxydes basiques, qui correspondent aux alcalis . Cela produit du sel. Le métal dans le sel est extrait de l'oxyde le plus basique, le résidu acide du plus acide. Dans ce cas, l'oxyde amphotère forme un résidu acide.

K 2 O + Al 2 O 3 → 2KAlO 2

CuO + Al 2 O 3 ≠ (il n'y a pas de réaction, car Cu(OH) 2 est un hydroxyde insoluble)

(pour déterminer le résidu acide, ajoutez une molécule d'eau à la formule d'un oxyde amphotère ou acide: Al 2 O 3 + H 2 O \u003d H 2 Al 2 O 4 et divisez par deux les indices résultants si l'état d'oxydation du l'élément est impair: HAlO 2. Il s'avère un ion aluminate AlO 2 - La charge de l'ion est facile à déterminer par le nombre d'atomes d'hydrogène attachés - si l'atome d'hydrogène est 1, alors la charge de l'anion sera -1 , si 2 hydrogène, alors -2, etc.).

Les hydroxydes amphotères se décomposent lorsqu'ils sont chauffés, de sorte qu'ils ne peuvent pas réellement réagir avec les oxydes basiques.

4. Interaction des oxydes basiques avec les agents réducteurs.

Ainsi, les ions de certains métaux sont des agents oxydants (plus ils sont à droite dans la série de tensions, plus ils sont forts). Lorsqu'ils interagissent avec des agents réducteurs, les métaux passent à l'état d'oxydation 0.

4.1. Récupération au charbon ou au monoxyde de carbone.

Le carbone (charbon) ne restitue à partir des oxydes que les métaux situés dans la série d'activité après l'aluminium. La réaction ne se produit que lorsqu'elle est chauffée.

FeO + C → Fe + CO

Le monoxyde de carbone restitue également à partir des oxydes uniquement les métaux situés après l'aluminium dans la série électrochimique :

Fe 2 O 3 + CO → Al 2 O 3 + CO 2

CuO + CO → Cu + CO2

4.2. Réduction de l'hydrogène .

L'hydrogène ne réduit les oxydes qu'en métaux situés dans la série d'activité à droite de l'aluminium. La réaction avec l'hydrogène ne se déroule que dans des conditions difficiles - sous pression et lorsqu'il est chauffé.

CuO + H2 → Cu + H2O

4.3. Récupération avec plus de métaux actifs (en fusion ou en solution, selon le métal)

Dans ce cas, les métaux plus actifs déplacent les moins actifs. C'est-à-dire que le métal ajouté à l'oxyde doit être situé à gauche dans la série d'activité que le métal de l'oxyde. Les réactions se produisent généralement lorsqu'elles sont chauffées.

Par exemple , l'oxyde de zinc interagit avec l'aluminium :

3ZnO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Zn

mais n'interagit pas avec le cuivre :

ZnO + Cu ≠

La récupération de métaux à partir d'oxydes à l'aide d'autres métaux est un processus très courant. Souvent, l'aluminium et le magnésium sont utilisés pour restaurer les métaux. Mais les métaux alcalins ne conviennent pas très bien à cela - ils sont trop actifs chimiquement, ce qui crée des difficultés lors de leur utilisation.

Par exemple, le césium explose dans l'air.

Aluminothermie est la réduction des métaux à partir des oxydes d'aluminium.

Par exemple : l'aluminium restaure l'oxyde de cuivre (II) à partir d'oxyde :

3CuO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Cu

magnésiumthermie est la réduction des métaux à partir des oxydes de magnésium.

CuO + H2 → Cu + H2O

4.4. Récupération avec de l'ammoniac.

L'ammoniac ne peut réduire que les oxydes de métaux inactifs. La réaction ne se déroule qu'à haute température.

Par exemple , l'ammoniac réduit l'oxyde de cuivre (II):

3CuO + 2NH 3 → 3Cu + 3H 2 O + N 2

5. Interaction des oxydes basiques avec les agents oxydants.

Sous l'action d'agents oxydants, certains oxydes basiques (dans lesquels les métaux peuvent augmenter le degré d'oxydation, par exemple, Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ , etc.) peuvent jouer le rôle d'agents réducteurs.

Par exemple ,l'oxyde de fer(II) peut être oxydé avec de l'oxygène en oxyde de fer(III) :

4FeO + O2 → 2Fe2O3