Оксиди

Закон Гей-Люсака

При сталому тискові об’єм газу змінюється пропорційно абсолютній температурі (Т): або V/T = const.

Об’єднаний закон Бойля-Маріота та Гей-Люсака

Цей закон часто використовують для приведення об’єму до норма-льних умов: ,

де p₀, V₀, T₀ – відповідно тиск, об’єм і температура за нормальних умов (р₀ = 101325 Па, T₀ = 273К).

Рівняння Менделєєва-Клапейрона

РV = nRT або ,

де n - число молів газу; m – маса газу, кг; р – тиск газу, Па; М – молярна маса газу, кг/моль; V – об’єм газу, м³; Т – температура, К; R – універсальна газова стала (R = 8,314 Дж/(моль×К)).

Правило Дюлонга та Пті

Атомна теплоємність більшості простих речовин у твердому стані приблизно однакова для всіх елементів і дорівнює 26 кДж/(кг × К). Звідси можна визначити атомну масу невідомої простої речовини з формули:

С = сА, де С і с – атомна та питома теплоємності; А – атомна маса.

Тема 2. КЛАСИ НЕОРГАНІЧНИХ СПОЛУК

Оксиди – це сполуки, молекули яких складаються з двох елементів, один із яких кисень. Загальна формула оксидів Е_хО_у. Оксиди поділяють на основні: Na₂O, CaO, FeO, La₂O₃, тощо; кислотні: CO₂, N₂O₅, Mn₂O₇, тощо; амфотерні: BeO, ZnO, Al₂O₃, VO₂, тощо та несолетворні: N₂O, NO.

Якщо елемент, що утворює оксид, може перебувати у різних станах окисленості, то після назви оксиду латинською цифрою в дужках зазнача-ють ступінь окислення елемента. Наприклад: CaO – оксид кальцію, Fe₂O₃

– оксид заліза (ІІІ), SnO₂ – оксид олова (IV) SO₃ – оксид сірки (VI), Mn₂O₇ – оксид мангану (VIІ).

Способи одержання оксидів

1. Взаємодія елементів з киснем:

2Са + О₂ ® 2СаО; 4Р + 5О₂ ® 2Р₂О₅;

4Fe + 3O₂ ® 2Fe₂O₃; 2H₂ + O₂ ® 2H₂O.

2. Розклад гідроксидів (основ, кислот і амфотерних гідроксидів):

Са(ОН)₂ – t^o ® CaO + H₂O; 2BiO(OH) – t^o ® Bi₂O₃ + H₂O;

2H₃BO₃ – t^o ® B₂O₃ + 3H₂O; 2Al(OH)₃ – t^o ® Al₂O₃ + 3H₂O.

3. Розклад солей кисневмісних кислот:

СаСО₃ Ü t^o Þ СаО + СО₂; 2FePО₄ Ü t^o Þ Fe₂О₃ + P₂O₅.

4. Окисленням деяких оксидів, кислот, солей та інших сполук:

2SO₂ + O₂ – cat ® 2SO₃; 4FeO + O₂ ® 2Fe₂О₃;

2H₂S + 3O₂ ® 2H₂О + 2SO₂; 4FeS₂ + 11O₂ ® 2Fe₂О₃ + 8SO₂;

CH₄ + 2O₂ ® CO₂ + 2H₂О; CS₂ + 3O₂ ® CO₂ + 2SO₂.

Хімічні властивості оксидів

Оксиди, які взаємодіють з кислотами, кислотними оксидами, амфо-терними оксидами та гідроксидами та не взаємодіють між собою назива-ються основними. До основних належать лише оксиди металів.

CaO + 2HCl ® CaCl₂ + H₂O; Li₂O + CO₂ ® Li₂CO₃;

Na₂O + 2Al(OH)₃ – t^o ® 2NaAlO₂ + 3H₂O; MgO + SnO₂ ® MgSnO₃.

Деякі основні оксиди (як правило лужних і лужноземельних металів) взаємодіють із водою з утворенням відповідних гідроксидів:

Li₂O + Н₂О ® 2LiOН; ВаO + Н₂О ® Ва(OН)₂;

Взаємодіють із сильним відновниками:

CuO + H₂ ® Cu + H₂O; 3FeO + 2Al ® Al₂O₃ + 3Fe;

Оксиди, які взаємодіють з основами, основними оксидами, амфотер-ними оксидами та гідроксидами та не взаємодіють між собою назива-ються кислотними. До кислотних оксидів належать оксиди неметалів та металів у вищих ступенях окислення: CO₂; SO₂; SO₃; B₂O₃; N₂O₃; N₂O₅; P₂O₅; P₂O₃; SiO₂; Mn₂O₇; CrO₃; V₂O₅;.

Деякі кислотні оксиди взаємодіють із водою з утворенням відповід-них кислот:

СО₂ + Н₂O Û Н₂СО₃; Mn₂O₇ + H₂O ® 2HMnO₄;

SO₃ + Н₂O ® Н₂SО₄; CrO₃ + H₂O ® Н₂CrО₄;

N₂O₅ + H₂O ® 2HNO₃.

Оксиди металів, які мають подвійну природу та взаємодіють як із кислотами та кислотними оксидами так і з гідроксидами та оксидами ме-талів, називають амфотерними оксидами: BeO, ZnO, Al₂O₃, Fe₂O₃, VO₂.

Наприклад: ZnO + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂O;

ZnO + 2NaOH – t^o ® Na₂ZnO₂ + H₂O;

або ZnO + 2NaOH + H₂O ® Na₂[Zn(OH)₄];

Також: BeO + SiO₂ ® BeSiO₃;

BeO + Na₂O – t^o ® Na₂BeO₂.

За стандартних умов амфотерні оксиди не взаємодіють із водою.

Оксиди, які не взаємодіють із кислотами, гідроксидами металів, кислотними та основними оксидами, водою називаються несолетвірни-ми. Для таких оксидів характерні окисно відновні реакції та реакції ком-плексоутворення (NO, N₂O, H₂O, CO):

2NO + O₂ ® 2NO₂; CuSO₄ + 5H₂O ® [Cu(H₂O)₄]SO₄ × H₂O.

Гідроксиди металів

Гідроксиди металів – це складні речовини, у молекулах яких атом металу сполучено з гідроксильними групами (KOH; LiOH; TlOH; Ba(OH)₂; Cu(OH)₂; Fe(OH)₃; Ti(OH)₄; тощо). У процесі електролітичної дисоціації гідроксид металу розпадається з утворенням аніонів ОН^- та катіонів металу: NaOН «Na⁺ + OН^-;

Сa(OН)₂ «СaOH⁺ + OН^-;

CaOH⁺ + Ca²⁺ + OH^-.

За стосовністю до води гідроксиди поділяють на добре розчинні (їх ще називають лугами): NaOH, KOH, CsOH, Ba(OH)₂; та малорозчинні: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂, La(OH)₃, Al(OH)₃, Fe(OH)₃, Sn(OH)₄ тощо. У назвах гідроксидів металів змінної валентності валентність металу позначається латинською цифрою у дужках, наприклад Cu(OH)₂ – гідроксид міді (ІІ).

Способи одержання гідроксидів

1. Взаємодія водорозчинних солей металів із лугами:

СuSO₄ + 2NaОH ® Сu(ОH)₂ + Na₂SO₄;

AlCl₃ + 3KОH ® Al(OH)₃ + 3KCl.

2. Взаємодія активних металів з водою:

2Nа + 2Н₂O ® 2NaOH + H₂­;

Cа + 2Н₂O ® Ca(OH)₂ + H₂­;

3. Взаємодія деяких оксидів металів з водою:

ВаО + Н₂O ® Вa(OH)₂; Li₂O + Н₂O ® 2LiOH.

Хімічні властивості гідроксидів металів

Всі гідроксиди взаємодіють з кислотами та кислотними оксидами, утворюючи сіль та воду: NaOH + HNO₃ ® NaNO₃ + H₂O;

3Ca(OH)₂ + 2H₃PO₄ ® Ca₃(PO₄)₂ + 6H₂O;

KOH + SO₃ ® K₂SO₄ + H₂O;

Ca(OH)₂ + CO₂ ® CaCO₃ + H₂O.

Луги взаємодіють із солями з утворенням інших гідроксидів та інших солей: Pb(NO₃)₂ + 2NaOH ® Pb(OH)₂¯ + 2NaNO₃;

FeSO₄ + 2KOH ® Fe(OH)₂¯ + K₂SO₄.

При нагріванні гідроксиди металів розпадаються на оксид і воду:

Са(ОН)₂ – t^o ® CaO + H₂O;

Тi(OH)₄ – t^o ® ТiO₂ + 2H₂O;

2Al(OH)₃ – t^o ® Al₂O₃ + 3H₂O.

Частина гідроксидів металів реагує як із кислотами так і з лугами, проявляючи амфотерні властивості:

Ве(OН)₂ + 2HCl ® ВеCl₂ + 2H₂O;

Ве(OН)₂ + 2NaOH ® Na₂[Ве(OH)₄];

Дата добавления: 2013-12-13