Какие основные оксиды химические свойства для подготовки к ЕГЭ по химии? Химические характеристики химических соединений. материал в гиа

Оксид марганца IV (диоксид марганца) — порошок тёмно-коричневого цвета, нерастворимый в воде. Наиболее устойчивое соединение марганца, широко распространённое в земной коре (минерал пиролюзит).

При обычных условиях диоксид марганца ведет себя довольно инертно. При нагревании с кислотами проявляет окислительные свойства, например, окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:

4 HCl + MnO2 ⟶ MnCl2 + Cl2 ↑ + 2 H2O

С серной и азотной кислотами разлагается с выделением кислорода:

2 MnO2 + 2 H2SO4 ⟶ 2 MnSO4 + O2 ↑ + 2 H2O

При взаимодействии с сильными окислителями диоксид марганца окисляется до соединений и :

3 MnO2 + KClO3 + 6 KOH ⟶ 3 K2MnO4 + KCl + 3 H2O

Диоксид марганца проявляет амфотерные свойства. Так, в концентрированных сернокислых растворах образует сульфат марганца IV:

MnO2 + 2 H2SO4 ⟶ Mn(SO4)2 + 2 H2O

А при сплавлении с щелочами и основными оксидами MnO2 выступает в роли кислотного оксида, образуя соли — манганиты:

MnO2 + CaO ⟶ CaMnO 3

Является катализатором разложения пероксида водорода:

При нагревании выше 530°C разлагается:

В лабораторных условиях получают термическим разложением перманганата калия:

Также можно получить реакцией перманганата калия с пероксидом водорода. На практике образовавшийся каталитически разлагает пероксид водорода, вследствие чего реакция до конца не протекает.

2 KMnO4 + H2O2 ⟶ 2 KOH + 2 MnO2 + 2 O2 ↑

При температуре выше 100°C восстановлением перманганата калия водородом:

ХАРАКТЕРНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ:

ОСНОВНЫХ, АМФОТЕРНЫХ, КИСЛОТНЫХ.

Прежде чем начать говорить про химические свойства оксидов, нужно вспомнить о том, что все оксиды делятся на 4 типа, а именно основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие. Для того чтобы определить тип какого-либо оксида, прежде всего нужно понять — оксид металла или неметалла перед вами, а затем воспользоваться алгоритмом (его надо выучить!), представленным в следующей таблице:

Помимо типов оксидов, указанных выше, введем также еще два подтипа основных оксидов, исходя из их химической активности, а именно активные основные оксиды и малоактивные основные оксиды.

активным основным оксидам отнесем оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (все элементы IA и IIA групп, кроме водорода H, бериллия Be и магния Mg

O, CaO, RbO, SrO и т.д.

малоактивным основным оксидам отнесем все основные оксиды, которые не попали в список активных основных  оксидов.

Например, FeO, CuO, CrO и т.д.

Логично предположить, что активные основные оксиды часто вступают в те реакции, в которые не вступают малоактивные.

Следует отметить, что несмотря на то что фактически вода является оксидом неметалла (HO), обычно ее свойства рассматривают в отрыве от свойств иных оксидов. Обусловлено это ее специфически огромным распространением в окружающем нас мире, в связи с чем в большинстве случаев вода является не реагентом, а средой, в которой может осуществляться бесчисленное множество химических реакций. Однако нередко она принимает и непосредственное участие в различных превращениях, в частности, некоторые группы оксидов с ней реагируют.

Какие оксиды реагируют с водой?

Из всех оксидов с водой реагируют только:

1) все активные основные оксиды (оксиды ЩМ и ЩЗМ);

2) все кислотные оксиды, кроме диоксида кремния (SiO

т.е. из вышесказанного следует, что с водой точно не реагируют:

1) все малоактивные основные оксиды;

2) все амфотерные оксиды;

3) несолеобразующие оксиды (NO, NO, CO, SiO).

Оксид магния медленно реагирует с водой при кипячении. Без сильного нагревания реакция MgO с HO не протекает.

Способность определить то, какие оксиды могут реагировать с водой даже без умения писать соответствующие уравнения реакций, уже позволяет получить баллы за некоторые вопросы тестовой части ЕГЭ.

Активные основные оксиды, реагируя с водой, образуют соответствующие им гидроксиды. Напомним, что соответствующим оксиду металла является такой гидроксид, который содержит металл в той же степени окисления, что и оксид. Так, например, при реакции с водой активных основных оксидов KO и BaO образуются соответствующие им гидроксиды KOH и Ba

O = 2KOH – гидроксид калия

BaO + HO = Ba(OH) – гидроксид бария

гидроксиды, соответствующие активным основным оксидамоксидам ЩМ и ЩЗМотносятся к щелочамЩелочами называют все хорошо растворимые в воде гидроксиды металлов, а также малорастворимый гидроксид кальция Ca(OH)

Взаимодействие кислотных оксидов с водой так же, как и реакция активных основных оксидов с водой, приводит к образованию соответствующих гидроксидов. Только в случае кислотных оксидов им соответствуют не основные, а кислотные гидроксиды, чаще называемые кислородсодержащими кислотами. Напомним, что соответствующей кислотному оксиду является такая кислородсодержащая кислота, которая содержит кислотообразующий элемент в той же степени окисления, что и в оксиде.

Таким образом, если мы, например, хотим  записать уравнение взаимодействия кислотного оксида SO с водой, прежде всего мы должны вспомнить основные, изучаемые в рамках школьной программы, серосодержащие кислоты. Таковыми являются сероводородная HS, сернистая H и серная H кислоты. Cероводородная кислота HS, как легко заметить, не является кислородсодержащей, поэтому ее образование при взаимодействии SO с водой можно сразу исключить. Из кислот H серу в степени окисления +6, как в оксиде SO, содержит только серная кислота H. Поэтому именно она и будет образовываться в реакции SO

O + SO

Аналогично оксид N, содержащий азот в степени окисления +5, реагируя с водой, образует азотную кислоту HNO, но ни в коем случае не азотистую HNO поскольку  в азотной кислоте степень окисления азота, как и в N, равна +5, а в азотистой — +3:

Оксид азота (IV) (NO) является оксидом неметалла в степени окисления +4, т.е. в соответствии с алгоритмом, описанным в таблице в самом начале данной главы, его нужно отнести к кислотным оксидам. Однако не существует такой кислоты, которая содержала бы азот в степени окисления +4.

В случае оксида NO принято считать, что ему соответствуют сразу две кислоты, поскольку его взаимодействие с водой приводит к одновременному образованию двух кислот:

O = HNO

Взаимодействие оксидов друг с другом

Прежде всего нужно четко усвоить тот факт, что среди солеобразующих оксидов (кислотных, основных, амфотерных) практически никогда не протекают реакции между оксидами одного класса, т.е. в подавляющем большинстве случаев невозможно взаимодействие:

1) основный оксид + основный оксид ≠

2) кислотный оксид + кислотный оксид  ≠

3) амфотерный оксид + амфотерный оксид  ≠

В то время, как практически всегда возможно взаимодействие между оксидами, относящимися к разным типам, т.е. практически всегда протекают реакции между:

1) основным оксидом и кислотным оксидом;

2) амфотерным оксидом и кислотным оксидом;

3) амфотерным оксидом и основным оксидом.

В результате всех таких взаимодействий всегда продуктом является средняя (нормальная) соль

В результате взаимодействия:

(оксид металла(основный или амфотерный)) + кислотный оксид, = образуется соль, состоящая из катиона металла Me (из исходного Me) и кислотного остатка кислоты, соответствующей кислотному оксиду.

Для примера попробуем записать уравнения взаимодействия следующих пар реагентов:

и    Al

В первой паре реагентов мы видим основный оксид (NaO) и кислотный оксид (P). Во второй – амфотерный оксид (Al) и кислотный оксид (SO

Как уже было сказано, в результате взаимодействия основного/амфотерного оксида с кислотным образуется соль, состоящая из катиона металла (из исходного основного/амфотерного оксида) и кислотного остатка кислоты, соответствующей исходному кислотному оксиду.Таким образом, при взаимодействии Na должна образоваться соль, состоящая из катионов NaO) и кислотного остатка PO, поскольку оксиду P соответствует кислота H. Т.е. в результате такого взаимодействия образуется фосфат натрия:

— фосфат натрия

В свою очередь, при взаимодействии Al должна образоваться соль, состоящая из катионов Al) и кислотного остатка SO, поскольку оксиду S соответствует кислота H. Таким образом, в результате данной реакции получается сульфат алюминия:

— сульфат алюминия

Более специфическим является взаимодействие  между амфотерными и основными оксидами. Данные реакции осуществляют при высоких температурах, и их протекание возможно благодаря тому, что амфотерный оксид фактически берет на себя роль кислотного. В результате такого взаимодействия образуется соль специфического состава, состоящая из катиона металла, образующего исходный основный оксид и «кислотного остатка»/аниона, в состав которого входит металл из амфотерного оксида. Формулу такого «кислотного остатка»/аниона в общем виде можно записать как MeO где Me – металл из амфотерного оксида, а х = 2 в случае амфотерных оксидов с общей формулой вида MeO (ZnO, BeO, PbO) и x = 1 – для амфотерных оксидов с общей формулой вида Me

Попробуем записать в качестве примера уравнения взаимодействия

ZnO + NaO и Al

В первом случае ZnO является амфотерным оксидом с общей формулой MeO, а NaO – типичный основный оксид. Согласно сказанному выше, в результате их взаимодействия должна образоваться соль, состоящая из катиона металла, образующего основный оксид, т.е. в нашем случае NaO) и «кислотного остатка»/аниона c формулой ZnO, поскольку амфотерный оксид имеет общую формулу вида MeO. Таким образом, формула получаемой соли при соблюдении условия электронейтральности одной ее структурной единицы («молекулы») будет иметь вид Na

В случае взаимодействующей пары реагентов Al и BaO первое вещество является амфотерным оксидом с общей формулой вида Me, а второе — типичным основным оксидом. В этом случае образуется соль, содержащая катион металла из основного оксида, т.е. Ba (из BaO) и «кислотного остатка»/аниона AlO—. Т.е. формула получаемой соли при соблюдении условия электронейтральности одной ее структурной единицы («молекулы») будет иметь вид Ba(AlO, а само уравнение взаимодействия запишется как:

практически всегда протекает реакция:

+ кислотный оксид, где Me – либо основный, либо амфотерный оксид металла.

следует запомнить два «привередливых» кислотных оксида – углекислый газ (CO) и сернистый газ (SO «Привередливость» их заключается в том, что несмотря на явные кислотные свойства,  недостаточно для их взаимодействия с малоактивными основными и амфотерными оксидами. Из оксидов металлов они реагируют только с активными основными оксидами (оксидами ЩМ и ЩЗМ). Так, например, NaO и BaO, являясь активными основными оксидами, могут с ними реагировать:

O = Na

+ BaO = BaSO

В то время, как оксиды CuO и Al, не относящиеся к активным основным оксидам, в реакцию с CO

+ CuO ≠

Взаимодействие оксидов с кислотами

реагируют основные и амфотерные оксиды. При этом образуются соли и вода:

FeO + H

Несолеобразующие оксиды не реагируют с кислотами вообще, а кислотные оксиды не реагируют с кислотами в большинстве случаев.

Когда все-таки кислотный оксид реагирует с кислотой?

Решая часть ЕГЭ с вариантами ответа, вы должны условно считать, что кислотные оксиды не реагируют ни с кислотными оксидами, ни с кислотами, за исключением следующих случаев:

1) диоксид кремния, будучи кислотным оксидом, реагирует с плавиковой кислотой, растворяясь в ней. В частности, благодаря этой реакции в плавиковой кислоте можно растворить стекло. В случае избытка HF уравнение реакции имеет вид:

а в случае недостатка HF:                        SiO + 4HF = SiF

, будучи кислотным оксидом, легко реагирует с сероводородной кислотой HS по типу сопропорционирования:                               S

3) Оксид фосфора (III) P может реагировать с кислотами-окислителями, к которым относятся концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации. При этом степень окисления фосфора повышается от значения +3 до +5:

4) Оксид серы (IV) SO может быть окислен азотной кислотой, взятой в любой концентрации. При этом степень окисления серы повышается с +4 до +6.

Взаимодействие оксидов с гидроксидами металлов

гидроксидами металлов как основными, так и амфотерными реагируют кислотные оксидыПри этом образуется соль, состоящая из катиона металла (из исходного гидроксида металла) и кислотного остатка кислоты, соответствующей кислотному оксиду.

+ 2NaOH = Na

Кислотные оксиды, которым соответствуют слабые кислоты или кислоты средней силы, с щелочами могут образовывать как нормальные, так и кислые соли:

+ NaOH = NaHCO

+ 6KOH = 2K

+ 4KOH = 2K

+ 2KOH + HO = 2KH

«Привередливые» оксиды CO, активности которых, как уже было сказано, не хватает для протекания их реакции с малоактивными основными и амфотерными оксидами, тем не менее, реагируют с большей частью соответствующих им гидроксидов металлов. Точнее, углекислый и сернистый газы взаимодействуют с нерастворимыми гидроксидами  в виде их суспензии в воде. При этом образуются только основные соли, называемые гидроксокарбонатами и гидроксосульфитами, а образование средних (нормальных) солей невозможно:

O (в растворе)

Однако с гидроксидами металлов в степени окисления +3, например, такими, как Al(OH) и т.д., углекислый и сернистый газ не реагируют вовсе.

Следует отметить также особую инертность диоксида кремния (SiO), в природе наиболее часто встречаемого в виде обычного песка. Данный оксид является кислотным, однако из гидроксидов металлов способен реагировать только с концентрированными (50-60%) растворами щелочей,  а также с чистыми (твердыми) щелочами при сплавлении. При этом образуются силикаты:

2NaOH + SiO

Амфотерные оксиды из гидроксидов металлов реагируют только со щелочами (гидроксидами щелочных и щелочноземельных металлов). При этом при проведении реакции в водных растворах образуются растворимые комплексные соли:

А при сплавлении этих же амфотерных оксидов со щелочами получаются соли, состоящие из катиона щелочного или щелочноземельного металла и аниона вида MeO, где x = 2 в случае амфотерного оксида типа MeO и x = 1 для амфотерного оксида вида Me

Следует отметить, что соли, получаемые сплавлением амфотерных оксидов с твердыми щелочами, могут быть легко получены из растворов соответствующих комплексных солей их упариванием и последующим прокаливанием:

Взаимодействие оксидов со средними солями

Чаще всего средние соли с оксидами не реагируют. Однако следует выучить следующие исключения из данного правила, часто встречающиеся на экзамене.

Одним из таких исключений является то, что амфотерные оксиды, а также диоксид кремния (SiO) при их сплавлении с сульфитами и карбонатами вытесняют из последних сернистый (SO) и углекислый (CO) газы соответственно. Например:

Также к реакциям оксидов с солями можно условно отнести взаимодействие сернистого и углекислого газов с водными растворами или взвесями соответствующих солей — сульфитов и карбонатов, приводящее к образованию кислых солей:

O = 2NaHCO

O = Ca(HCO

Также сернистый газ при пропускании его через водные растворы или взвеси карбонатов вытесняет из них углекислый газ благодаря тому, что сернистая кислота является более сильной и устойчивой кислотой, чем угольная:

ОВР с участием оксидов

Восстановление оксидов металлов и неметаллов

как металлы могут реагировать с растворами солей менее активных металлов, вытесняя последние в свободном виде, оксиды металлов при нагревании также способны реагировать с более активными металлами.

Напомним, что сравнить активность металлов можно либо используя ряд активности металлов, либо, если одного или сразу двух металлов нет в ряду активности, по их положению относительно друг друга в таблице Менделеева: чем ниже и левее металл, тем он более активен. Также полезно помнить, что любой металл из семейства ЩМ и ЩЗМ будет всегда активнее металла, не являющегося представителем ЩМ или ЩЗМ.

В частности, на взаимодействии металла с оксидом менее активного металла основан метод алюмотермии, используемый в промышленности для получения таких  трудно восстанавливаемых металлов, как хром и ванадий:

При протекании процесса алюмотермии образуется колоссальное количество тепла, а температура реакционной смеси может достигать более 2000

оксиды практически всех металлов, находящихся в ряду активности правее алюминия, могут быть восстановлены до свободных металлов водородом (H), углеродом (C) и угарным газом (CO) при нагревании.

Следует отметить, что в случае, если металл может иметь несколько степеней окисления, при недостатке используемого восстановителя возможно также неполное восстановление оксидов.  Например:

Оксиды активных металлов (щелочных, щелочноземельных, магния и алюминия) с водородом и угарным газом не реагируют.

Однако оксиды активных металлов реагируют с углеродом, но иначе, чем оксиды менее активных металлов.

В рамках программы ЕГЭ, чтобы не путаться, следует считать, что в результате реакции оксидов активных металлов (до Al включительно) с углеродом образование свободного ЩМ, ЩЗМ, Mg, а также Al невозможно. В таких случаях происходит образование карбида металла и угарного газ

Оксиды неметаллов нередко могут быть восстановлены металлами до свободных неметаллов. Так, например, оксиды углерода и кремния при нагревании реагируют с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием:

Оксиды азота могут быть относительно легко восстановлены даже менее активными металлами, например, цинком или медью:

Взаимодействие оксидов с кислородом

Для того чтобы в заданиях реального ЕГЭ суметь ответить на вопрос, реагирует ли какой-либо оксид с кислородом (Oпрежде всего нужно запомнить, что оксиды, способные реагировать с кислородом (из тех, что могут попасться вам на самом экзамене) могут образовать только химические элементы из списка: углерод С, кремний Si, фосфор P, сера S, медь Cu, марганец Mn, железо Fe, хром Cr, азот N

Встречающиеся в реальном ЕГЭ оксиды любых других химических элементов с кислородом  реагировать не будут (!).

В первую очередь, среди перечисленных элементов следует рассмотреть азот N, т.к. отношение его оксидов к кислороду заметно отличается от оксидов остальных элементов приведенного выше списка. Следует четко запомнить тот факт, что всего азот способен образовать пять оксидов, а именно:

Из всех оксидов азота с кислородом может реагировать только NO. Данная реакция протекает очень легко при смешении NO как с чистым кислородом, так и с воздухом. При этом наблюдается быстрое изменение окраски газа с бесцветной (NO) на бурую (NO

бесцветный           бурый

Для того чтобы дать ответ на вопрос — реагирует ли с кислородом какой-либо оксид любого другого из перечисленных выше химических элементов (т.е. С, Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Cr) — прежде всего обязательно нужно запомнить их основные степени окисления (СО). Вот они:

Далее нужно запомнить тот факт, что из возможных оксидов указанных выше химических элементов, с кислородом будут реагировать только те, которые содержат элемент в минимальной, среди указанных выше, степени окисления. При этом степень окисления элемента повышается до ближайшего положительного значения из возможных:

Химические свойства оксидов (основных, кислотных, амфотерных)

Данный тренировочный тест — десятый из серии тренировочных тестов по химии для подготовки к ОГЭ. Вам предстоит ответить на несколько вопросов, которые могут встретиться на реальном экзамене по химии.

Тематика данного теста соответствует тематике задания №10, предлагаемого в вариантах «настоящего» ОГЭ. Обсуждаются следующие темы: «Химические свойства кислотных оксидов», «Свойства основных оксидов», «Свойства амфотерных оксидов».

Чтобы сделать этот тест интересным для школьников с разным уровнем подготовки, я разделил его на две части. Первые пять вопросов — легкие. Если вы только начинаете готовиться к ГИА, используйте именно их. Вопросы 6 — 10 чуть сложнее.

Как интерпретировать результаты тестов?

Если вы набираете 4-5 баллов в первой части теста и 4-5 баллов во второй, можете считать, что тема «Химические свойства оксидов» усвоена вами отлично. Если во второй части вы сможете решить правильно менее 4 заданий, советую еще немного поработать над данной темой.

Другие материалы для подготовки к ГИА и ЕГЭ по химии

Если вас интересуют полные тесты ЕГЭ и ОГЭ (ГИА) по химии или другие тематические тесты, рекомендую обратить внимание на следующие ссылки:

Желаю всем успехов на экзаменах по химии!

Тест I уровня (легкий)

Это можно использовать при решении тестов ОГЭ:

Тест II уровня (уровень ГИА или чуть выше)

06. Оксид рубидия реагирует с каждым из веществ в группе:

а) H3PO3, Cl2O7, ZnO;
б) H2O, H2SO4, BaO;
в) H2SO3, P2O5, CuS;
г) SiO2, Al2O3, KOH.

07. Оксид цинка:

08. Выберите истинное утверждение:

а) все кислотные оксиды реагируют с водой;
б) при действии водных растворов щелочей на амфотерные оксиды всегда образуются те же продукты, что и при сплавлении данных оксидов с твердыми щелочами;
в) в ходе реакции основного оксида с кислотным оксидом может быть получено соединение, не содержащее ни одного неметалла, кроме кислорода;
г) СО, N2O и NO при взаимодействии с водой образуют кислоты.

09. Отметьте ложное утверждение:

а) при нагревании СО с твердой щелочью под давлением можно получить формиаты — соли муравьиной кислоты;
б) из всех оксидов хрома наиболее сильным окислителем является CrO3;
в) взаимодействие NO2 с NaOH приводит, в частности, к смеси двух солей;
г) при длительном нагревании расплава оксида серебра можно получить пероксид серебра.

10. НЕ происходит химическая реакция между:

а) водным раствором КОН и оксидом марганца (VII);
б) оксидом ртути (II) и водой;
в) оксидом серы (IV) и озоном;
г) иодоводородной кислотой и BeO.

Несолеобразующие оксиды — оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования. К таким оксидам относят:

Оксид углерода (II).

За счет углерода со степенью окисления +2 проявляет восстановительные свойства.

1. Угарный газ горит в атмосфере кислорода. Пламя окрашено в синий цвет:

2. Оксид углерода (II) окисляется хлором в присутствии катализатора или под действием света с образованием фосгена. Фосген – ядовитый газ.

3. Угарный газ взаимодействует с водородом при повышенном давлении. Смесь угарного газа и водорода называется синтез-газ. В зависимости от условий из синтез-газа можно получить метанол, метан, или другие углеводороды.

Например, под давлением больше 20 атмосфер, при температуре 350°C и под действием катализатора угарный газ реагирует с водородом с образованием метанола:

4. Под давлением оксид углерода (II) реагирует с щелочами. При этом образуется формиат – соль муравьиной кислоты.

Например, угарный газ реагирует с гидроксидом натрия с образованием формиата натрия:

5. Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из оксидов.

Например, оксид углерода (II) реагирует с оксидом железа (III) с образованием железа и углекислого газа:

6. Угарный газ окисляется и другими сильными окислителями до углекислого газа или карбонатов.

Например, пероксидом натрия:

Оксид азота (II)

Не взаимодействует с водой. Проявляет восстановительные свойства.

2NO + O2 = 2NO2.

5NO + 3KMnO4 + 2H2SO4 = 2MnSO4 + 3KNO3 + Mn(NO3)2 + 2H2O.

Реагирует с сернистым газом:

2NO + 2SO2 = 2SO3 + N2.

2NO + 2CO = 2CO2 + N2,

такие катализаторы устанавливаются в выхлопных трубах автомобилей.

6NO + 4KOH = N2 + 4KNO2 + 2H2O.

Цвета соединений, знание которых необходимо для сдачи ЕГЭ

1. Медь – мягкий пластичный металл розового цвета. Степени окисления: +1, +2.

Cu2O – кристаллическое, нерастворимое в воде вещество кирпично-красного цвета.

CuO – кристаллы чёрного цвета, практически нерастворимые в воде.

CuS — нерастворимое в воде и разбавленных растворах кислот вещество черного цвета.

Cu2S — нерастворимое в воде и разбавленных растворах кислот вещество черного цвета.

CuOH — желтое вещество; не растворимо в воде; является неустойчивым и разлагается при нагревании на Cu2O и H2O.

Cu(OH)2 – голубое аморфное или кристаллическое вещество; практически не растворимо в воде.

CuSO4 – кристаллическое вещество белого цвета, хорошо растворяется в воде. Из водных растворов кристаллизуется пентагидрат CuSO4·5H2O – медный купоро́с, кристаллы голубого цвета (при нагревании снова теряет воду и становится белым). Водный раствор CuSO4 также голубого цвета.

2. Цинк – металл голубовато-белого цвета, мягкий, хрупкий. Степень окисления: +2.

ZnO, Zn(OH)2, ZnS – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

3. Алюминий – легкий металл серебристо-белого цвета. Степень окисления: +3.

Al2O3, Al(OH)3 – белые твердые вещества, нерастворимые в воде.

AlPO4 — твёрдое, белое кристаллическое вещество, нерастворимое в воде.

4. Серебро – блестящий белый мягкий пластичный металл. Степень окисления: +1.

AgCl – белое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgBr – светло-желтое твердое нерастворимое в воде вещество.

AgI – твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

Ag2S — нерастворимое в воде и разбавленных растворах кислот вещество черного цвета.

Ag2O — твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Ag3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество желтого цвета.

5. Железо – серебристо-серый мягкий ковкий металл. Степени окисления: +2, +3, +6.

FeO – твердое нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Fe(OH)2 – серо-зеленый осадок, студенистый осадок зеленого цвета. Не растворяется в воде.

Fe2O3, Fe(OH)3 – твердые красно-коричневые (бурые), нерастворимые в воде соединения.

Fe3O4 – твердое черное вещество. Не растворяется в воде.

FeCl3 – раствор желтого цвета.

6. Сера – желтое нерастворимое в воде вещество. Степени окисления: -2, +4, +6.

SO2 – бесцветный газ с неприятным запахом; газ, образующийся в момент зажигания спички

H2SO4 – тяжелая бесцветная жидкость, растворяется в воде с сильным разогреванием раствора.

7. Хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

CrO — твердое вещество ченого цвета.

Cr2O3 — твердое вещество темно-зеленого цвета.

CrO3 — твердое вещество красного цвета.

Na2Cr2O7 и другие дихроматы — соединения оранжевого цвета.

Na2CrO4 и другие хроматы — соединения желтого цвета.

Cr2(SO4)3 — в растворе сине-фиолетового цвета (кислотная среда).

8. Марганец — металл серебристо-белого цвета.

MnO2 — твердое нерастворимое в воде вещество бурого цвета.

Mn(OH)2 — белый осадок.

KMnO4 — пурпурные кристаллы, растворяется в воде с образованием фиолетового раствора.

K2MnO4 — растворимая соль темно-зеленого цвета.

Mn(NO3)2, MnCl2, MnBr2 и некоторые другие соли Mn+2 — как правило, розовые растворимые в воде соединения.

9. Фосфор — неметалл. Основные модификации: белый, красный и черный фосфор.

AlPO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

Li3PO4 — твердое нерастворимое в воде вещество белого цвета.

Ba3(PO4)2 — осадок белого цвета

10. Свинец —  ковкий, тяжёлый металл серебристо-белого цвета.

PbS — осадок черного цвета.

PbSO4 — осадок белого цвета.

PbI2 – осадок ярко-желтого цвета.

11. Соединения бария:

BaSO4 – белый осадок нерастворимый в кислотах

BaSO3 – белый осадок растворимый в кислотах

BaCrO4 — осадок желтого цвета

12. Другие соединения:

CaCO3 – осадок белого цвета

NH3 – аммиак, бесцветный газ с резким запахом

CO2 – газ тяжелее воздуха, без цвета и запаха, играющий важную роль в процессе фотосинтеза.

NO2 – газ бурого цвета (лисий хвост)

H2SiO3 – бесцветный студенистый осадок

Инструкция

— Выберите два правильных ответа в каждом из 40 вопросов;

— Внесите номера выбранных ответов в специальные ячейки;

— ВНИМАНИЕ! Номера ответов вводить строго по порядку;

— Нажмите на кнопку «Показать результат»;

— За каждый правильный ответ начисляется 1 балл;

— Оценки: менее 36 баллов — НЕУДОВЛЕТВОРИТЕЛЬНО, от 36-37 — УДОВЛЕТВОРИТЕЛЬНО, 38 — 39 — ХОРОШО, 40 — ОТЛИЧНО;

— Чтобы сбросить результат тестирования, нажмите кнопку «Сбросить ответы».

Тест 2. Свойства оксидов (вопрос 7)

Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ
Лидин Ростислав Александрович

Шкала степеней окисления марганца:

По электроотрицательности (1,60) марганец занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са, Mg) и неметаллами (F, О, N, Cl). Соединения MnII – оксид и гидроксид – проявляют основные свойства, соединения MnIII и MnIV – амфотерные свойства, для соединений MnVI и MnVII характерно почти полное преобладание кислотных свойств. Марганец образует многочисленные соли и бинарные соединения.

В природе – четырнадцатый по химической распространенности элемент (восьмой среди металлов; второй, после железа, тяжелый металл).

Марганец Mn. Серебристо-белый (с серым оттенком) металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде мелкого порошка пирофорен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, поглощает водород, но не реагирует с ним.

При нагревании сгорает в кислороде воздуха, реагирует с хлором и серой:

В ряду напряжений марганец стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H2SO4 вытесняет водород:

Mn (порошок) + 2H+ = Mn2+ + Н2?

Взаимодействует с кислотами-окислителями при нагревании, также образуя соли марганца (II):

Mn + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2? + 2Н2O

ЗMn + 8HNO3 (разб.) = 3Mn(NO3)2 + 2NO? + 4Н2O

Получение марганца в промышленности – восстановление пиролюзита MnO2 или гаусманита (MnIIMn2III)O4 коксом или алюминием:

MnO2 + С (кокс) = Mn + СO2 (600 °C)

3(MnIIMn2III)O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3 (700–900 °C)

Наиболее чистый марганец выделяют электролизом раствора из солей марганца(II), например:

Применяется марганец для изготовления специальных и тугоплавких сплавов, зеркального чугуна и марганцевых твердых сталей, в качестве катализатора в органическом синтезе.

Оксид марганца (IV) MnO2. Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата MnO2 nН2O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и H2SO4, азотной кислоте и щелочам в растворе. Типичный окислитель в растворе и расплаве, менее характерны свойства восстановителя.

Применяется для промышленного производства марганца, как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах), компонент минеральных пигментов, осветлитель стекла.

Уравнения важнейших реакций:

4MnO2 = 2Mn2O3 + O2 (530–585 °C)

2MnO2 + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + O2? + 2Н2O (кипячение)

MnO2 + 4HCl (конц.) = MnCl2 + Cl2? + 2H2O

MnO2 + H2SO4 (гор.) + KNO2 = MnSO4 + KNO3 + H2O

MnO2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 = MnSO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

MnO2 + 2KOH + KNO3 = K2MnO4 + KNO2 + H2O (350–450 °C)

3MnO2 + 3K2CO3 + KClO3 = 3K2MnO4 + KCl + 3CO2 (400 °C)

В природе самое распространенное соединение марганца – минерал пиролюзит.

Манганат калия К2MnO4. Оксосоль. Темно-зеленый, плавится под избыточным давлением O2. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону MnO42-. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро – при подкислении. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.

Качественная реакция – появление фиолетовой окраски при подкислении раствора. Промежуточный продукт при синтезе КMnO4.

Получение: сплавление MnO2 с сильными окислителями (KNO3, КСlO3).

Пермапгапат калия КMnO4. Оксосоль. Красно-фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде (интенсивно-фиолетовая окраска раствора отвечает иону MnO4-), гидролиза нет. Медленно разлагается в воде, серной кислоте, щелочах. Сильный окислитель в растворе и при сплавлении; в сильнокислотной среде восстанавливается до MnII, в нейтральной среде – до MnIV, в сильнощелочной среде – до MnVI.

Качественная реакция на ион MnO4- – исчезновение фиолетовой окраски раствора при восстановлении в кислотной среде.

Применяется как окислитель углеводородов до карбоновых кислот, реактив в фотографии, антисептик в медицине, средство для очистки газов и отбеливания тканей, твердый источник кислорода. Распространенный окислитель в лабораторной практике.

Получение – электролиз раствора K2MnO4 (см.).

Химические свойства соединений марганца с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.

Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно

Правило 8.1. В кислой среде соединения марганца, как правило,  восстанавливаются до Mn+2, образуя соли соответствующих кислот:

Примеры реакций соединений с Mn+7:

Примеры реакций соединений с Mn+4:

Примеры реакций соединений с Mn+6:

Правило 8.2. В щелочной среде, как правило, реакции протекают с образованием соединений Mn+6, т.е. манганат-иона:

Примеры реакций соединений с Mn+2:

Примеры реакций соединений с Mn+4 в щелочной среде:

Правило 8.3. В нейтральной среде соединения Mn+7, как правило, восстанавливаются до Mn+4, образуя оксид марганца (IV):

Реакции с H2S и NH3 протекают аналогично нейтральной среде:

Знакомство с оксидами обычно начинается на уроках химии в 8 классе. Из этой статьи вы узнаете, что такое оксиды в химии, их классификацию и свойства, а также способы получения.

Определение оксидовОксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов (т. е. бинарные соединения), один из которых — кислород в степени окисления −2.Общая формула оксидов: ЭxOy, где Э – химический элемент, а x и y — индексы, определяемые степенью окисления химических элементов.Получай лайфхаки, статьи, видео и чек-листы по обучению на почтуУзнай, какие профессии будущего тебе подойдутПройди тест — и мы покажем, кем ты можешь стать, а ещё пришлём подробный гайд, как реализовать себя уже сейчасВиды оксидовВсе оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.Несолеобразующие оксиды — это оксиды, которые не взаимодействуют с кислотами и щелочами, то есть не способны образовать соли.К несолеобразующим оксидам относят: CO, SiO, N2O, NO.Солеобразующие оксиды — это оксиды, которые взаимодействуют с кислотами и щелочами с образованием солей.Солеобразующие оксиды делятся на три группы:Основные оксиды — это оксиды, образованные металлами со степенью окисления +1 или +2.Примеры основных оксидов: Na+12O, Ca+2O, Ba+2O.Амфотерные оксиды — оксиды, образованные металлами со степенью окисления +3 или +4.К амфотерным оксидам относят также: ZnO, BeO, PbO, SnO.Несмотря на то, что эти металлы проявляют степень окисления +2 в данных соединениях, их оксиды проявляют амфотерные свойства.Примеры амфотерных оксидов: Al+32O3, Fe2+3O3.Кислотные оксиды — оксиды, образованные металлами с валентностью V и более или неметаллами с любой валентностью (за исключением несолеобразующих оксидов, то есть CO, SiO, N2O, NO).Примеры кислотных оксидов: S+6O3, N2+5O5, Mn2+7O7.Если один и тот же химический элемент образовывает несколько оксидов, то с увеличением степени окисления основные свойства оксидов ослабевают и усиливаются кислотные.CrO (оксид хрома (II)) — проявляет основные свойства;Cr2O3 (оксид хрома (III)) — проявляет амфотерные свойства;CrO3 (оксид хрома (VI)) — проявляет кислотные свойства.Закрепим знания о типах оксидов, изучив схему:Номенклатура оксидовНазвания оксидов строятся по систематической номенклатуре следующим образом:Пишем слово «оксид».Указываем название второго химического элемента в родительном падеже.Если этот элемент имеет переменную валентность, то указываем валентность элемента в этом соединении в скобках римской цифрой.Примеры названий оксидов:Fe2O3 — оксид железа (III). Читается: феррум два о три.Na2O — оксид натрия. Читается: натрия два о. SO3 — оксид серы (VI). Читается: эс о три. До появления систематической номенклатуры вещества называли по присущим им специфическим свойства (цвету, запаху и т. д.). Такой способ названия веществ — тривиальная номенклатура. Некоторые названия используются и сейчас. Названия некоторых оксидов: таблицаХимические свойства основных оксидов1. Взаимодействие с водойС водой способны реагировать оксиды тех металлов, которым соответствуют растворимые гидроксиды. То есть с водой реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании.2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотамиОсновные оксиды, соответствующие щелочам, взаимодействуют со всеми кислотными оксидами и кислотами. Оксиды неактивных металлов взаимодействуют только с кислотными оксидами, соответствующими сильным кислотам, или с сильными кислотами.3. Взаимодействие с амфотерными оксидамиВ эту реакцию могут вступать только основные оксиды щелочных или щелочноземельных металлов. При сплавлении двух оксидов образуется соль. Как составлять такие соли: металл в этой соли берем из основного оксида, а кислотный остаток из амфотерного оксида (они проявляют более кислотные свойства).Химические свойства кислотных оксидов1. Взаимодействие с водойКислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующих кислот. За исключением SiO2, которому соответствует нерастворимая кремниевая кислота.2. Взаимодействие с основными оксидами и щелочамиКислотные оксиды сильных кислот способны взаимодействовать с любыми основными оксидами или основаниями.Кислотные оксиды, соответствующие слабым кислотам (такие как CO2, SO2), способны взаимодействовать с основными оксидами, соответствующим щелочам, а также с щелочами.3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидамиС амфотерными оксидами в реакцию вступают кислотные оксиды — как правило, сильных кислот.Химические свойства амфотерных оксидов1. Взаимодействие с водойАмфотерные оксиды не взаимодействуют с водой — даже при нагревании!2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотойАмфотерные оксиды взаимодействуют только с сильными и средними кислотами и их оксидами.3. Взаимодействие с основными оксидамиАмфотерные оксиды взаимодействуют только с теми оксидами, которые соответствуют щелочам. Реакция протекает только в расплаве, так как в растворе такие оксиды взаимодействуют преимущественно с водой с образованием щелочей.4. Взаимодействие со щелочамиПродукты взаимодействия амфотерных оксидов со щелочами зависят от условий проведения реакции. В растворе образуются комплексные соли, а при сплавлении – средние соли.Получение оксидов1. Окисление металловПочти все металлы окисляются кислородом до устойчивых степеней окисления.Например: 4Al + 3O2 = 2Al2O3Не взаимодействуют с кислородом: платина, золото и палладий.
Металлы с переменной степенью окисления, как правило, образуют соединения в степени окисления +3:4Cr + 3O2 = 2Cr2O3При взаимодействии щелочных металлов (элемента IA группы) образуются пероксиды Me2O2 или надпероксиды MeO2, где Ме — щелочной металл.2. Окисление простых веществ — неметалловПри окислении неметаллов в избытке кислорода, как правило, образуются высшие оксиды (это оксиды, в которых неметалл проявляют высшую степень окисления):4P + 5O2 (избыток) = 2P2O5При недостаточном количестве кислорода образуются оксиды неметаллов в промежуточной степени окисления:4P + 3O2 (недостаток) = 2P2O3Существуют и исключения. Например, сера окисляется лишь до оксида серы (IV) даже в избытке кислорода:S + O2 = SO2Или азот, который взаимодействует с кислородом только при температуре 2 000̊С или под действием электрического разряда с образованием оксида азота (II):N2 + O2 = 2NOГалогены (элементы VIIA группы) вовсе не взаимодействуют с кислородом, так же как и инертные газы (элементы VIIIA группы).
3. Разложение гидроксидовНекоторые кислоты и гидроксиды неустойчивы и самопроизвольно разлагаются по схеме:Гидроксид (кислота) = оксид + водаH2SO3 = SO2↑ + H2OH2CO3 = CO2↑ + H2OAg(OH) = Ag2O + H2ONH4OH = NH3↑ + H2OОксиды тяжелых металлов (нерастворимые гидроксиды) и кремниевая кислота разлагаются при нагревании по той же самой схеме.4. Окисление сложных веществСложные бинарные (состоящие из двух химических элементов) соединения окисляются с образованием двух оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2OТакже оксиды получают разложением солей, например, карбонатов, нитратов сульфатов и т. д.Например, Li2CO3 = Li2O + CO2↑Мы узнали, какие вещества в химии называют оксидами, какие бывают оксиды, а также разобрали свойства каждого вида. Осталось подкрепить теорию практикой — а сделать это можно на курсах по химии в онлайн-школе Skysmart!