Как определить какие свойства проявляет оксид
Сегодня мы начинаем
знакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганические
вещества по составу делятся, как вы уже знаете, на простые и сложные.
ОКСИД | КИСЛОТА | ОСНОВАНИЕ | СОЛЬ |
ЭхОу | НnA А | Ме(ОН)b ОН | MenAb |
Сложные неорганические
вещества подразделяют на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Мы
начинаем с класса оксидов.
ОКСИДЫ
Оксиды
— это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых
кислород, с валентность равной 2. Лишь один химический элемент — фтор,
соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF2.
Называются они просто — «оксид + название элемента» (см. таблицу). Если
валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой,
заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.
Формула | Название | Формула | Название |
CO | оксид | Fe2O3 | оксид |
NO | оксид | CrO3 | оксид |
Al2O3 | оксид | ZnO | оксид |
N2O5 | оксид | Mn2O7 | оксид |
Классификация
оксидов
Все
оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные)
и несолеобразующие или безразличные.
Оксиды металлов МехОу | Оксиды | |||
Основные | Кислотные | Амфотерные | Кислотные | Безразличные |
I, II Ме | V-VII Me | ZnO,BeO,Al2O3, Fe2O3, Cr2O3 | >II неМе | I, II неМе CO, NO, N2O |
1). Основные оксиды – это оксиды, которым
соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксиды металлов
1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II
(кроме ZnO
—
оксид цинка и BeO – оксид берилия):
2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым
соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме
несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с
валентностью от V
до VII (Например, CrO3-оксид
хрома (VI), Mn 2O7 — оксид марганца (VII)):
3). Амфотерные
оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. К ним
относятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп с валентностью III, иногда IV,
а также цинк и бериллий (Например, BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3).
4). Несолеобразующие оксиды – это оксиды
безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II
(Например,N2O, NO, CO).
Вывод: характер свойств оксидов в первую очередь
зависит от валентности элемента.
Например,
оксиды хрома:
CrO
(II
— основный);
Cr
2O3 (III — амфотерный);
CrO3
(VII
— кислотный).
Классификация оксидов
(по растворимости в воде)
Кислотные оксиды | Основные оксиды | Амфотерные оксиды |
Растворимы в воде. Исключение –SiO2 (не | В воде растворяются только оксиды щелочных и (это металлы I «А» и II «А» групп, исключение Be ,Mg) | С водой не взаимодействуют. В воде не растворимы |
Выполните задания:
1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.
NaOH, AlCl3, K2O, H2SO4, SO3, P2O5, HNO3, CaO, CO.
2. Даны вещества: CaO, NaOH, CO2, H2SO3, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N2O5, Al2O3, Ca(OH)2, N2O, FeO, SO3, Na2SO4, ZnO, CaCO3, Mn2O7, CuO, KOH, CO, Fe(OH)3
Выпишите оксиды и классифицируйте их.
Получение
оксидов
Тренажёр «Взаимодействие кислорода с простыми веществами»
1. | а) Тренажёр «Взаимодействие | 2Mg |
б) | 2H2S+3O2=2H2O+2SO2 | |
2.Разложение (используйте таблицу кислот, см. приложения) | а) СОЛЬt= | СaCO3=CaO+CO2 |
б) Нерастворимых Ме(ОН)bt= MexOy+ H2O | Cu (OH)2 t=CuO+H2O | |
в) НnA = КИСЛОТНЫЙ | H2SO3=H2O+SO2 |
Физические
свойства оксидов
При комнатной температуре большинство оксидов —
твердые вещества (СаО, Fe2O3 и др.), некоторые — жидкости
(Н2О, Сl2О7 и др.) и газы (NO, SO2
и др.).
Химические
свойства оксидов
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ 1. CaO + SO2 = CaSO3 2. 3K2O + 2H3PO4 = 2K3PO4 + 3H2O 3. Основной оксид + Вода = Щёлочь Na2O + H2O = 2NaOH |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ 1. СO2 + H2O = H2CO3, SiO2 – не реагирует 2. P2O5 + 6KOH = 2K3PO4 + 3H2O 3. CaO + SO2 = CaSO3 4. CaCO3 + |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ Взаимодействуют ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H2O ZnO + 2 NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] ZnO + 2 NaOH = Na2ZnO2 + H2O |
Применение
оксидов
Некоторые
оксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:
SO3 + H2O
= H2SO4
CaO + H2O = Ca(OH)2
В
результате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H2SO4
– серная кислота, Са(ОН)2 – гашеная известь и т.д.
Если
оксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство.
Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется для
приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO
практически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые
поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных
осадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид при
изготовлении косметических кремов, пудры. Фармацевты делают из него вяжущий и
подсушивающий порошок для наружного применения.
Такими
же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO2. Он тоже
имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO2
не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого
оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей
белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической
посуды.
Оксид
хрома (III) – Cr2O3 – очень прочные кристаллы
темно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr2O3
используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла
и керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования
“Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировки
оптики, металлических
изделий, в ювелирном
деле.
Благодаря
нерастворимости и прочности оксида хрома (III) его используют и в
полиграфических красках (например, для окраски денежных купюр). Вообще, оксиды
многих металлов применяются в качестве пигментов для самых разнообразных
красок, хотя это – далеко не единственное их применение.
Задания для закрепления
1. Закончите УХР, укажите тип реакции, назовите
продукты реакции
Na2O + H2O
=
N2O5
+ H2O =
CaO + HNO3
=
NaOH + P2O5
=
K2O + CO2
=
Cu(OH)2 = ?
+ ?
2. Осуществите превращения по схеме:
1) K→K2O→KOH→K2SO4
2) S→SO2→H2SO3→Na2SO3
3) P→P2O5→H3PO4→K3PO4
Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор, который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.
Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.
Классификация оксидов
Все оксиды, по способности образовать соли, можно разделить на две группы:
- Солеобразующие оксиды (CO2, N2O5,Na2O, SO3 и т. д.)
- Несолеобразующие оксиды(CO, N2O,SiO, NO и т. д.)
В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:
- Основные оксиды — (Оксиды металлов — Na2O, CaO, CuO и т д)
- Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления V-VII — Mn2O7,CO2, N2O5, SO2, SO3 и т д)
- Амфотерные оксиды (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)
Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:
Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:
Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность.
CO2 – оксид углерода (IV)
N2O3 – оксид азота (III)
Физические свойства оксидов
Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н2О), так и газами (СО2, SO3) или твёрдыми веществами (Al2O3, Fe2O3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н2О, СО) и белой (ZnO, TiO2) до зелёной (Cr2O3) и даже чёрной (CuO).
Химические свойства оксидов
Основные оксиды
Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):
Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:
Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:
Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:
Кислотные оксиды
Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:
Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.
Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:
Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:
Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:
Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:
Амфотерные оксиды
Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: 
И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:
Получение оксидов
Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.
Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: 
При обжиге или горении различных бинарных соединений:
Термическое разложение солей, кислот и оснований :
Взаимодействие некоторых металлов с водой:
Применение оксидов
Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.
Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.
Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.
Оксид кремния SiO2 является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr2O3 применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).
Оксид углерода CO2, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.
Взаимодействие оксидов с водой
| Правило | Комментарий |
|---|---|
| Основный оксид + H2O → Щелочь | Реакция идет, если образуется растворимое основание, а также Ca(OH)2: CaO + H2O → Ca(OH)2 MgO + H2O → Реакция не идет, ак как Mg(OH)2 нерастворим* |
| Амфотерный оксид | Амфотерные оксиды, также как и амфотерные гидроксиды, с водой не взаимодействуют |
| Кислотный оксид + H2O → Кислота | Все реакции идут за исключением SiO2 (кварц, песок): SiO2 + H2O → реакция не идет |
* Источник: [2] «Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки», стр. 143.
Взаимодействие оксидов друг с другом
1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:
Na2O + CaO → реакция не идет
CO2 + SO3 → реакция не идет
2. Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO2, SO2, о них подробнее ниже):
Na2O + SO3 → Na2SO4
CaO + CO2 → CaCO3
Na2O + ZnO → Na2ZnO2
Взаимодействие оксидов с кислотами
1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:
Na2O + HNO3 → NaNO3 + H2O
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H2SiO3. Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
CuO + H2SiO3 → реакция не идет.
2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO3 + H2S → SO2 + H2O
SiO2 + 4HF(нед.) → SiF4 + 2H2O
С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):
SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO
Взаимодействие оксидов с основаниями
1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.
2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
CO2 + NaOH → NaHCO3 (если CO2 в избытке)
3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:
а) Реакциях с растворами щелочей:
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4] (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + H2O → Na2[Be(OH)4] (тетрагидроксобериллат натрия)
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
б) Сплавление с твердыми щелочами:
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (цинкат натрия)
(кислота: H2ZnO2)
BeO + 2NaOH → Na2BeO2 + H2O (бериллат натрия)
(кислота: H2BeO2)
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)
(кислота: HAlO2)
Взаимодействие оксидов с солями
1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:
SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2
P2O5 + 3CaCO3 → Ca3(PO4)2 + 3CO2
Al2O3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2
Cr2O3 + Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2
ZnO + 2KHCO3 → K2ZnO2 + 2CO2 + H2O
SiO2 + K2SO3 → K2SiO3 + SO2
ZnO + Na2SO3 → Na2ZnO2 + SO2
Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:
K2CO3 + SO2 → K2SO3 + CO2 (H2CO3 слабее и менее устойчива, чем H2SO3)
2. Растворенный в воде CO2 растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
CO2 + H2O + MgCO3 → Mg(HCO3)2
В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:
MgCO3 + CO2 (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.
Это один из способов получения кислых солей.
Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):
1. Реакции с CO, C и H2:
CuO + C → Cu + CO
CuO + CO → Cu + CO2
CuO + H2 → Cu + H2O
ZnO + C → Zn + CO
ZnO + CO → Zn + CO2
ZnO + H2 → Zn + H2O
PbO + C → Pb + CO
PbO + CО → Pb + CO2
PbO + H2 → Pb + H2O
FeO + C → Fe + CO
FeO + CО → Fe + CO2
FeO + H2 → Fe + H2O
Fe2O3 + 3C → 2Fe + 3CO
Fe2O3 + 3CО → 2Fe + 3CO2
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O
WO3 + 3H2 → W + 3H2O
2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:
CaO + 3C → CaC2 + 3CO
2Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO
3. Восстановление более активным металлом:
3FeO + 2Al → 3Fe + Al2O3
Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3.
4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:
2P2O5 + 5C → 4P + 5CO2
SO2 + C → S + CO2
2NO + C → N2 + CO2
2N2O + C → 2N2 + CO2
SiO2 + 2C → Si + 2CO
Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
N2O + H2 → N2 + H2O
SiO2 + H2 → реакция не идет.
В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:
CO + 2H2 <=> CH3OH (t, p, kt)
Особенности свойств оксидов CO2 и SO2
1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:
CO2 + Al(OH)3 → реакция не идет
2. Реагируют с углеродом:
CO2 + C → 2CO
SO2 + C → S + CO2
3. С сильными восстановителями SO2 проявляет свойства окислителя:
SO2 + 2H2S → 3S + 2H2O
SO2 + 4HI → S + 2I2 + 2H2O
SO2 + 2C → S + CO2
SO2 + 2CO → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)
4. Сильные окислители окисляют SO2:
SO2 + Cl2 <=> SO2Cl2
SO2 + Br2 <=> SO2Br2
SO2 + NO2 → SO3 + NO
SO2 + H2O2 → H2SO4
5SO2 + 2KMnO4 +2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4
SO2 + 2KMnO4 + 4KOH → 2K2MnO4 +K2SO4 + 2H2O
SO2 + HNO3 + H2O → H2SO4 + NO
6. Оксид углерода (IV) CO2 проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:
CO2 + 2Mg → 2MgO + C (t)
Особенности свойств оксидов азота (N2O5, NO2, NO, N2O)
1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями. Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах. Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H2, HI и йодиды, H2S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.
2NO2 + 4CO  → N2 + 4CO2
2NO2 + 2S → N2 + 2SO2
2NO2 + 4Cu → N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu → N2 + 5CuO
2N2O5 + 2KI → I2 + 2NO2 + 2KNO3
N2O5 + H2S → 2NO2 + S + H2O
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
2NO + C → N2 + CO2
2NO + Cu → N2 + 2Cu2O
2NO + Zn → N2 + ZnO
2NO + 2H2S → N2 + 2S + 2H2O
N2O + H2 → N2 + H2O
2N2O + C → 2N2 + CO2
N2O + Mg → N2 + MgO
2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N2O5, так как степень окисления уже максимальная):
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO3 + 3KCl + H2O
8NO + 3HClO4 + 4H2O → 8HNO3 + 3HCl
14NO + 6HBrO4 + 4H2O → 14HNO3 + 3Br2
NO + KMnO4 + H2SO4 → HNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O
5N2O + 2KMnO4 + 3H2SO4 → 10NO + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O.
3. Несолеобразующие оксиды N2O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).
Химические свойства CO как сильного восстановителя
1. Реагирует с некоторыми неметаллами:
2CO + O2 → 2CO2
CO + 2H2 <=> CH3OH (t, p, kt)
CO + Cl2 <=> COCl2 (фосген)
2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:
CO + KOH → HCOOK
CO + Na2O2 → Na2CO3
CO + Mg → MgO + C (t)
3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:
CO + CuO → Cu + CO2
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2
3CO + Cr2O3 → 2Cr + 3CO2
2CO + SO2 → S + 2CO2 (Al2O3, 500°C)
5CO + I2O5 → I2 + 5CO2
4CO + 2NO2 → N2 + 4CO2
3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.
Химические свойства SiO2
1. Взаимодействует с активными металлами:
SiO2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO2 + 2Ba → 2BaO + Si
2. Взаимодействует с углеродом:
SiO2 + 2C → Si + 2CO
(Согласно пособию «Курс самоподготовки» Каверина, SiO2 + CO → реакция не идет)
3 С водородом SiO2 не взаимодействует.
4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:
SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 +H2O
SiO2 + CaO → CaSiO3
SiO2 + BaO → BaSiO3
SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2
SiO2 + CaCO3 → CaSiO3 + CO2
SiO2 + Cu(OH)2 → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).
5. Из кислот SiO2 взаимодействует только с плавиковой кислотой:
SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O.
Свойства оксида P2O5 как сильного водоотнимающего средства
HCOOH + P2O5 → CO + H3PO4
2HNO3 + P2O5 → N2O5 + 2HPO3
2HClO4 + P2O5 → Cl2O7 + 2HPO3.
Термическое разложение некоторых оксидов
В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины:
Основные:
4CuO → 2Cu2O + O2 (t)
2HgO → 2Hg + O2 (t)
Кислотные:
2SO3 → 2SO2 + O2 (t)
2N2O → 2N2 + O2 (t)
2N2O5 → 4NO2 + O2 (t)
Амфотерные:
4MnO2 → 2Mn2O3 + O2 (t)
6Fe2O3 → 4Fe3O4 + O2 (t).
Особенности оксидов NO2, ClO2 и Fe3O4
1. Диспропорционирование: оксидам NO2 и ClO2 соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO2 и хлорат и хлорит в случае ClO2:
2N+4O2 + 2NaOH → NaN+3O2 + NaN+5O3 + H2O
4NO2 + 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 + Ba(NO3)2 + 2H2O
2NO2 + Na2CO3 → NaNO3 + NaNO2 + CO2
В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N+5, так как он окисляет нитрит до нитрата:
4NO2 + O2 + 4NaOH → 4NaNO3 + 2H2O
4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3 (растворение в избытке кислорода)
2Cl+4O2 + H2O → HCl+3O2 + HCl+5O3
2ClO2 + 2NaOH → NaClO2 + NaClO3 + H2O
2. Оксид железа (II,III) Fe3O4 (FeO·Fe2O3) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 4H2O.