Примеры уравнений реакций оксидов металлов

Видео:Реакции металлов с кислородом и водой. 8 класс.Скачать

Химические свойства основных оксидов

Подробно про оксиды, их классификацию и способы получения можно прочитать здесь.

1. Взаимодействие с водой. С водой способны реагировать только основные оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды (щелочи). Щелочи образуют щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и щелочно-земельные (кальций, стронций, барий). Оксиды остальных металлов с водой химически не реагируют. Оксид магния реагирует с водой при кипячении.

CuO + H₂O ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)₂ — нерастворимый гидроксид)

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. При взаимодействии основным оксидов с кислотами образуется соль этой кислоты и вода. При взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль:

основный оксид + кислота = соль + вода

основный оксид + кислотный оксид = соль

При взаимодействии основных оксидов с кислотами и их оксидами работает правило:

Хотя бы одному из реагентов должен соответствовать сильный гидроксид (щелочь или сильная кислота).

Иными словами, основные оксиды, которым соответствуют щелочи, реагируют со всеми кислотными оксидами и их кислотами. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые гидроксиды, реагируют только с сильными кислотами и их оксидами (N₂O₅, NO₂, SO₃ и т.д.).

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.

При взаимодействии основных оксидов с амфотерными образуются соли:

основный оксид + амфотерный оксид = соль

С амфотерными оксидами при сплавлении взаимодействуют только основные оксиды, которым соответствуют щелочи . При этом образуется соль. Металл в соли берется из более основного оксида, кислотный остаток — из более кислотного. В данном случае амфотерный оксид образует кислотный остаток.

CuO + Al₂O₃ ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)₂ — нерастворимый гидроксид)

(чтобы определить кислотный остаток, к формуле амфотерного или кислотного оксида добавляем молекулу воды: Al₂O₃ + H₂O = H₂Al₂O₄ и делим получившиеся индексы пополам, если степень окисления элемента нечетная: HAlO₂. Получается алюминат-ион AlO₂ — . Заряд иона легко определить по числу присоединенных атомов водорода — если атом водорода 1, то заряд аниона будет -1, если 2 водорода, то -2 и т.д.).

Амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются, поэтому реагировать с основными оксидами фактически не могут.

4. Взаимодействие оксидов металлов с восстановителями.

При оценке окислительно-восстановительной активности металлов и их ионов можно использовать электрохимический ряд напряжений металлов:

Восстановительные свойства (способность отдавать электроны) у простых веществ-металлов здесь увеличиваются справа налево, окислительные свойства ионов металлов — увеличиваются наоборот, слева направо. При этом некоторые ионы металлов в промежуточных степенях окисления могут проявлять также восстановительные свойства (например ион Fe 2+ можно окислить до иона Fe 3+ ).

Более подробно про окислительно-восстановительные реакции можно прочитать здесь.

Таким образом, ионы некоторых металлов — окислители (чем правее в ряду напряжений, тем сильнее). При взаимодействии с восстановителями металлы переходят в степень окисления 0.

4.1. Восстановление углем или угарным газом.

Углерод (уголь) восстанавливает из оксидов до простых веществ только металлы, расположенные в ряду активности после алюминия. Реакция протекает только при нагревании.

FeO + C = Fe + CO

Активные металлы, расположенные в ряду активности левее алюминия, активно взаимодействуют с углеродом, поэтому при взаимодействии их оксидов с углеродом образуются карбиды и угарный газ:

CaO + 3C = CaC₂ + CO

Угарный газ также восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные после алюминия в электрохимическом ряду:

CuO + CO = Cu + CO₂

4.2. Восстановление водородом .

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Реакция с водородом протекает только в жестких условиях – под давлением и при нагревании.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

4.3. Восстановление более активными металлами (в расплаве или растворе, в зависимости от металла)

При этом более активные металлы вытесняют менее активные. То есть добавляемый к оксиду металл должен быть расположен левее в ряду активности, чем металл из оксида. Реакции, как правило, протекают при нагревании.

Например , оксид цинка взаимодействует с алюминием:

3ZnO + 2Al = Al₂O₃ + 3Zn

но не взаимодействует с медью:

ZnO + Cu ≠

Восстановление металлов из оксидов с помощью других металлов — это очень распространенный процесс. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний. А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.

Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.

Например : алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:

3CuO + 2Al = Al₂O₃ + 3Cu

Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.

CuO + Mg = Cu + MgO

Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:

При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.

4.4. Восстановление аммиаком.

Аммиаком можно восстанавливать только оксиды неактивных металлов. Реакция протекает только при высокой температуре.

Например , аммиак восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2NH₃ = 3Cu + 3H₂O + N₂

5. Взаимодействие оксидов металлов с окислителями.

Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы могут повышать степень окисления, например Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ и др.) могут выступать в качестве восстановителей.

Например , оксид железа (II) можно окислить кислородом до оксида железа (III):

Видео:ОКСИДЫ ХИМИЯ — Что такое Оксиды? Химические свойства Оксидов | Реакция ОксидовСкачать

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ОКСИДАМИ

МЕТАЛЛОВ

По химическим свойствам металлы подразделяют на:

1)Активные (щелочные и щелчноземельные металлы, Mg, Al, Zn и др.)

2) Металлы средней активности (Fe, Cr, Mn и др.) ;

3)Малоактивные (Cu, Ag)

4) Благородные металлы – Au, Pt, Pd и др.

В реакциях — только восстановители.

Атомы металлов легко отдают электроны внешнего (а некоторые – и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Возможные степени окисления Ме

5. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ФОСФОРОМ И АЗОТОМ протекает при нагревании (исключение: литий с азотом при нормальных условиях) :

с фосфором – фосфиды: 3Ca + 2P =Са3P2,

С азотом – нитриды 6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития) (н.у.)

3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния)

6. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С УГЛЕРОДОМ И КРЕМНИЕМ протекает при нагревании:

С углеродом образуются карбиды

С углеродом реагируют только наиболее активные металлы.

Из щелочных металлов карбиды образуют литий и натрий, калий, рубидий, цезий не взаимодействуют с углеродом :

Металлы – d-элементы образуют с углеродом соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей.

с кремнием – силициды: 4Cs + Si = Cs4Si,

2. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ВОДОЙ:

С водой реагируют металлы, стоящие до водорода в электрохимическом ряду напряжений

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с водой без нагревания , образуя растворимые гидроксиды( щелочи ) и водород, алюминий (после разрушения оксидной пленки — амальгирование),

магний при нагревании, образуют нерастворимые основания и водород.

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2↑
Сa + 2HOH = Ca(OH)2 + H2↑

2Аl + 6Н2O = 2Аl(ОН)3 + ЗН2↑

Остальные металлы реагируют с водой только в раскаленном состоянии , образуя оксиды (железо – железную окалину)

Zn + Н2O = ZnO + H2 ↑ 3Fe + 4HOH = Fe3O4 + 4H2↑

2Cr + 3H₂O = Cr₂O₃ + 3H₂↑

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С КИСЛОРОДОМ И ВОДОЙ

На воздухе железо и хром легко окисляется в присутствии влаги (ржавление):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3

4Cr + 3O2 + 6H2O = 4Cr(OH)3

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ОКСИДАМИ

(оксидами неметаллов и менее активных металлов)

Металлы (Al, Mg,Са ), восстанавливают при высокой температуре неметаллы или менее активные металлы из их оксидов → неметалл или малоактивный металл и оксид (кальцийтермия, магнийтермия, алюминотермия)

2Al + Cr2O3 = 2Cr + Al2O3

ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (800 °C)

8Al+3Fe3O4 = 4Al2O3+9Fe (термит)

2Mg + CО2 = 2MgO + С Mg + N2O = MgO + N2↑

Zn + CО2 = ZnO+ CO 2Cu + 2NO = 2CuO + N2

3Zn + SО2 = ZnS + 2ZnO

ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ МЕТАЛЛОВ С ОКСИДАМИ

Металлы железо и хром реагируют со оксидами, уменьшая степень окисления

Cr + Cr2⁺³O3 = 3Cr⁺²O

5. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ (КРОМЕ HNO3 и Н2SО4 (конц.)

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, вытесняют его из разбавленных кислот → соль и водород.

Мg + 2НС1 = МgСl2 + Н2↑

Al + 2НС1 = Al⁺³Сl₃ + Н2↑

С концентрированной серной и азотной любой концентрации реакции идет по другому механизму

Металл + HNO₃ → соль + H₂O + …

Запомни! Азотная кислота никогда не выделяет водород при взаимодействии с металлами.

В качестве продуктов могут образовываться оксиды азота в разных степенях окисления, молекулярный азот, аммиак и соли аммония.
Металлы платиновой группы — золото, платина и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется концентрацией кислоты.

Общая закономерность при взаимодействии азотной кислоты с металлами: чем более разбавленная кислота и чем активнее металл, тем глубже восстанавливается азот:

←увеличение концентрации кислоты

→ увеличение активности металла

Пассивация: с холодной конц. серной кислотой не реагируют: Al, Cr, Fe, Be, Co

При нагревании пассивирующие пленки растворяются, и взаимодействие с кислотой протекает интенсивно.

Металл + H₂SO₄(конц) → соль + H₂O + …

РЕАКЦИИ С СОЛЯМИ

Активные металлы вытесняют из солей менее активные.

Восстановление из растворов:

CuSO4 + Zn = Zn SO4 + Cu

Mg + CuCl2(pp) = MgCl2 + Сu

Восстановление металлов из расплавов их солей

3Na+ AlCl₃ = 3NaCl + Al

TiCl2 + 2Mg = MgCl2 +Ti

Металлы групп В реагируют с солями, понижая степень окисления.

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

Свойства простых веществ:

Свойства сложных веществ:

Особенности протекания реакций:

Видео:ОКСИДЫ, КИСЛОТЫ, СОЛИ И ОСНОВАНИЯ ХИМИЯ 8 класс / Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Химические свойства оксидов

Взаимодействие оксидов с водой

Реакция идет, если образуется растворимое основание, а также Ca(OH)2:
Li2O + H2O → 2LiOH
Na2O + H2O → 2NaOH
K2O + H2O → 2KOH

CaO + H2O → Ca(OH)2
SrO + H2O → Sr(OH)2
BaO + H2O → Ba(OH)2

MgO + H2O → Реакция не идет, ак как Mg(OH)2 нерастворим*
FeO + H2O → Реакция не идет, так как Fe(OH)2 нерастворим
CrO + H2O → Реакция не идет, так как Cr(OH)2 нерастворим
CuO + H2O → Реакция не идет, так как Cu(OH)2 нерастворим

Все реакции идут за исключением SiO2 (кварц, песок):
SO3 + H2O → H2SO4
N2O5 + H2O → 2HNO3
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 и т.д.

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&nbsp → 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 +4 O2 + 2NaOH → NaN +3 O2 + NaN +5 O3 + 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 +4 O2 + H2O → HCl +3 O2 + HCl +5 O3
2ClO 2 + 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:

🔍 Видео

Оксиды. Химические свойства. 8 класс.Скачать

Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Кислотный оксид + вода = ??? Основной оксид + вода = ???Скачать

Взаимодействие металлов с кислотами. 8 класс.Скачать

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать

Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

КИСЛОТЫ В ХИМИИ — Химические Свойства Кислот. Реакция Кислот с Основаниями, Оксидами и МеталламиСкачать

Типы химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Типы оксидов за 2 минуты (8 классам)Скачать

Получение и химические свойства ОКСИДОВ 8 класс | ПРИНЦИП составления реакций с участием оксидовСкачать

Горение. 7 класс.Скачать

Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать

Химические свойства металлов. 9 класс.Скачать