Oksidi koji ne stvaraju soli (indiferentni, indiferentni) CO, SiO, N 2 0, NO.

Oksidi koji stvaraju soli:

Basic. Oksidi čiji su hidrati baze. Metalni oksidi sa oksidacionim stanjima +1 i +2 (rjeđe +3). Primeri: Na 2 O - natrijum oksid, CaO - kalcijum oksid, CuO - bakar (II) oksid, CoO - kobalt (II) oksid, Bi 2 O 3 - bizmut (III) oksid, Mn 2 O 3 - mangan (III) oksid).

Amfoterično. Oksidi čiji su hidrati amfoterni hidroksidi. Metalni oksidi sa oksidacionim stanjima +3 i +4 (rjeđe +2). Primeri: Al 2 O 3 - aluminijum oksid, Cr 2 O 3 - hrom (III) oksid, SnO 2 - kalaj (IV) oksid, MnO 2 - mangan (IV) oksid, ZnO - cink oksid, BeO - berilijum oksid.

Kisela. Oksidi čiji su hidrati kiseline koje sadrže kiseonik. Oksidi nemetala. Primjeri: P 2 O 3 - fosforov oksid (III), CO 2 - ugljični oksid (IV), N 2 O 5 - dušikov oksid (V), SO 3 - oksid sumpora (VI), Cl 2 O 7 - hlor oksid ( VII). Metalni oksidi sa oksidacionim stanjima +5, +6 i +7. Primjeri: Sb 2 O 5 - antimon (V) oksid. CrOz - hrom (VI) oksid, MnOz - mangan (VI) oksid, Mn 2 O 7 - mangan (VII) oksid.

Promjena prirode oksida s povećanjem oksidacijskog stanja metala

Fizička svojstva

Oksidi su čvrsti, tečni i gasoviti, različitih boja. Na primjer: bakar (II) oksid CuO je crn, kalcijum oksid CaO je bijel - čvrste tvari. Sumporov oksid (VI) SO 3 je bezbojna isparljiva tečnost, a ugljen monoksid (IV) CO 2 je bezbojni gas u normalnim uslovima.

Stanje agregacije

CaO, CuO, Li 2 O i drugi bazični oksidi; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 i drugi amfoterni oksidi; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 i drugi kiseli oksidi.

SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7, itd.

plinoviti:

CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2, itd.

Rastvorljivost u vodi

Rastvorljivo:

a) osnovni oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala;

b) gotovo svi kiseli oksidi (izuzetak: SiO 2).

nerastvorljivo:

a) svi ostali osnovni oksidi;

b) svi amfoterni oksidi

Hemijska svojstva

1. Acid-bazna svojstva

Zajednička svojstva bazičnih, kiselih i amfoternih oksida su kiselo-bazne interakcije, koje su ilustrovane sljedećim dijagramom:

(samo za okside alkalnih i zemnoalkalnih metala) (osim SiO 2).

Amfoterni oksidi, koji imaju svojstva i bazičnih i kiselih oksida, stupaju u interakciju s jakim kiselinama i alkalijama:

2. Redox svojstva

Ako element ima promjenjivo oksidacijsko stanje (s.o.), onda njegovi oksidi s niskim s. O. mogu pokazati redukciona svojstva, a oksidi sa visokim c. O. - oksidativno.

Primjeri reakcija u kojima oksidi djeluju kao redukcijski agensi:

Oksidacija oksida sa niskim c. O. na okside sa visokim c. O. elementi.

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3

2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2

Ugljik (II) monoksid reducira metale iz njihovih oksida i vodik iz vode.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2

Primjeri reakcija u kojima oksidi djeluju kao oksidanti:

Redukcija oksida sa visokim o. elemenata do oksida sa niskim c. O. ili na jednostavne supstance.

C +4 O 2 + C = 2C +2 O

2S +6 O 3 + H 2 S = 4S +4 O 2 + H 2 O

C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Upotreba oksida niskoaktivnih metala za oksidaciju organskih tvari.

Neki oksidi u kojima element ima intermedijer c. o., sposoban za disproporcionalnost;

Na primjer:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Metode dobijanja

1. Interakcija jednostavnih supstanci - metala i nemetala - sa kiseonikom:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Cu + O 2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Dehidracija nerastvorljivih baza, amfoternih hidroksida i nekih kiselina:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Razgradnja nekih soli:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Oksidacija složenih supstanci kiseonikom:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

5. Redukcija oksidirajućih kiselina metalima i nemetalima:

Cu + H 2 SO 4 (konc) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (konc) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

2HNO 3 (razrijeđen) + S = H 2 SO 4 + 2NO

6. Interkonverzije oksida tokom redoks reakcija (vidi redoks svojstva oksida).

Komplikacija strukture materije tokom klasifikacije neorganska jedinjenja javlja se u sljedećem redoslijedu: elementi ® oksidi (bazni, kiseli, amfoterni) ® hidroksidi (baze i kiseline) ® soli (prosječne, kisele, bazne).

Oksidi nazivaju se složene supstance koje se sastoje od dva elementa, od kojih je jedan kiseonik. By hemijske prirode oksidi se dijele u tri grupe:

· bazični oksidi, Na 2 O, MgO, CaO, FeO, NiO, Fe 2 O 3, ...;

· kiseli oksidi, SO 2, SO 3, CO 2, Mn 2 O 7, P 2 O 5, ...;

· amfoterni oksidi, Al 2 O 3, ZnO, BeO, SnO, Cr 2 O 3, PbO

čvrsti oksidi K 2 O, Al 2 O 3, P 2 O 5, ...

tečnost: SO 3, N 2 O 4, ...

gasoviti: CO 2, NO 2, SO 2 ...

Na osnovu rastvorljivosti u vodi, oksidi se dele:

on rastvorljiv(SO 2, CO 2, K 2 O, Na 2 O, Rb 2 O, CaO)

I nerastvorljivo: ( CuO, FeO, NiO, SiO 2, Al 2 O 3, MoO 3, amfoterni oksidi)

1.1.1 Osnovni oksidi

Mainsu pozvani oksidi, koji u reakciji s kiselinama stvaraju sol i vodu. Glavni oksidi uključuju kalijev oksid K2O, kalcijum oksid CaO, mangan(II) oksid MnO, bakar(I) oksid Cu2O, itd.

Bazni oksidi reaguju sa kiselinama i nastaju

sol i voda; MnO + 2HCl Þ MnCl 2 + H 2 O; Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

Bazni oksidi stupaju u interakciju s kiselim oksidima sa

formiranje soli: CaO + CO 2 = CaCO 3; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4.

2FeO + SiO 2 = Fe 2 SiO 4

Oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala reaguju sa vodom:

K 2 O + H 2 O = 2KOH; CaO + H 2 O + Ca(OH) 2

Bazične okside također možemo definirati kao one okside kojima odgovaraju baze. Na primjer, mangan oksid MnO odgovara hidroksidu Mn(OH) 2. Glavni oksidi su oksidi s-, f- I d-elementi u najnižem oksidacionom stanju i oksidi nekih str-elementi.

Kiseli oksidi

Kiseli oksidi mogu se nazvati oksidima, koji odgovaraju kiselinama. Dakle, SO 3 odgovara sumporovom oksidu (VI) sumporna kiselina H 2 SO 4, viši mangan (VII) oksid Mn 2 O 7 - manganova kiselina HMnO 4.

(A). Zajednička imovina Svi kiseli oksidi su njihova sposobnost da reaguju sa bazama da formiraju so i vodu:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O da napišete formulu soli koju trebate znati

Koja kiselina odgovara ovom oksidu?

N 2 O 5 + Ba(OH) 2 = Ba(NO 3) 2 + H 2 O; SO 3 + Ca(OH) 2 = CaSO 4 + H 2 O

[ HNO3]

(b). Kiseli oksidi u interakciji sa bazičnim oksidima formiraju soli: CaO + CO 2 = CaCO 3 ; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4.

(V). U odnosu na vodu, kiseli oksidi mogu biti dobro ili slabo rastvorljivi. Rastvorljivi oksidi uključuju ugljen monoksid (IV) CO 2, okside sumpora, itd. Slabo rastvorljivi kiseli oksidi uključuju silicijum oksid SiO 2, molibden oksid MoO 3 itd. Pri otapanju u vodi nastaju kiseline: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

povećati

rastvorljivost oksida i

hidroksidi

Podgrupa

Prilikom rastvaranja ulaze ionski oksidi hemijska reakcija sa vodom, formirajući odgovarajuće hidrokside:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

vrlo jak

bazična oksidna baza

Hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala su jake baze i potpuno se disociraju u vodi na metalne katjone i hidroksidne ione:

NaOH Na + + OH –

Kako se koncentracija OH - jona povećava, rastvori ovih supstanci imaju visoko alkalnu sredinu (pH>>7); zovu se alkalije.

Druga grupa visoko rastvorljiv u oksidima vode i njihovim odgovarajućim hidroksi spojevima – molekulskih oksida i kiselina sa kovalentni tip hemijske veze . To uključuje spojeve tipičnih nemetala u najviši stepen oksidacija i neki d-metali u oksidacionom stanju: +6, +7. Rastvorljivi molekularni oksidi (SO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 ) reagiraju s vodom i formiraju odgovarajuće kiseline:

SO 3 + H 2 O H 2 SO 4

sumpor oksid (VI) sumporna kiselina

jaka kiselina jaka kiselina

N2O5 + H2O2HNO3

dušikov oksid (V) dušična kiselina

Mn 2 O 7 + H 2 O 2HMnO 4

mangan(VII) oksid manganova kiselina

Jake kiseline (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, HClO 3, HMnO 4) u rastvorima potpuno disociraju na H+ katjone i kisele ostatke:

Faza 2: H 2 PO 4 – H + + HPO 4 2–

K 2 =(=6,2∙10 –8;

Faza 3: HPO 4 2– H + + PO 4 3–

K 3 =()/=4,4∙10 –13 ,

gdje su K 1, K 2, K 3 konstante disocijacije orto fosforna kiselina prema prvoj, drugoj i trećoj fazi.

Konstanta disocijacije (Dodatak Tabela 1) karakteriše jačinu kiseline, tj. njegova sposobnost da se razgradi (disocijacije) na jone u datom rastvaraču na datoj temperaturi. Što je veća konstanta disocijacije, to se ravnoteža više pomera ka stvaranju jona, to je kiselina jača, tj. U prvoj fazi, disocijacija fosforne kiseline je bolja nego u drugoj i, shodno tome, u trećoj fazi.

Umjereno rastvorljivi oksidi sumpora (IV), ugljika (IV), dušika (III) itd. formiraju u vodi odgovarajuće slabe kiseline koje se djelimično disociraju.

CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3 –

SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 H + + HSO 3 –

N 2 O 3 + H 2 O 2HNO 2 H + + NO 2 –

slab-slab

kisele kiseline

Reakcija neutralizacije

Reakcija neutralizacije može se izraziti sljedećom shemom:

H 2 O

(baza ili (kiselina ili kiseline-

bazični oksid)

5.3.1. Osobine osnovnih jedinjenja pokazuju okside i hidrokside s-metala (izuzetak Be), d-metala u oksidacionom stanju (+1, +2) (izuzetak Zn), nekih p-metala (vidi sliku 3).

										VIIIA
I A	II A				IIIA	IVA	V.A.	VIA	VIIA
Li	Budi				B	C	N	O	F

Dijagonalna sličnost Al Zn Ge Nerastvorljivo: obično bazično Amfoterni oksidi Slaba kiselina Oksidi se rastvaraju i formiraju kiseline

Rice. 3. Kiselinsko-bazna svojstva oksida i njihovih odgovarajućih hidroksi spojeva

Karakteristično svojstvo baznih jedinjenja je njihova sposobnost da reaguju sa kiselinama, kiselim ili amfoternim oksidima da formiraju soli, na primer:

KOH + HCl KCl + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 BaCO 3 + H 2 O

2NaO + Al 2 O 3 2NaAlO 2 + H 2 O

U zavisnosti od broja protona koji se mogu dodati bazi, postoje monokisele baze (na primer LiOH, KOH, NH4OH), dikiseline baze itd.

Za polikiselinske baze, reakcija neutralizacije može se odvijati u fazama sa stvaranjem prvo bazičnih, a zatim intermedijarnih soli.

Me(OH) 2 MeOHCl MeCl 2

hidroksid NaOH bazni NaOH medij

soli metala

Na primjer:

Faza 1: Co(OH) 2 + HCl CoOHCl + H 2 O

hidroksokobalt(II)

(osnovna so)

Faza 2: Co(OH)Cl + HCl CoCl 2 + H 2 O

kobalt(II)

(srednja so)

5.3.2. Svojstva kiselih jedinjenja pokazuju okside i kiseline nemetala, kao i d-metale u oksidacionom stanju (+5, +6, +7) (vidi sliku 3).

Karakteristično svojstvo je njihova sposobnost interakcije s bazama, bazičnim i amfoternim oksidima da tvore soli, na primjer:

2HNO 3 + Cu(OH) 2 → Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

2HCl + CaO → CaCl 2 + H 2 O

H 2 SO 4 + ZnO → ZnSO 4 + H 2 O

CrO 3 + 2NaOH → Na 2 CrO 4 + H 2 O

Na osnovu prisustva kiseonika u svom sastavu, kiseline se dele na koji sadrže kiseonik(na primjer, H 2 SO 4, HNO 3) i bez kiseonika(HBr, H 2 S). Na osnovu broja atoma vodika sadržanih u molekuli kiseline koji se može zamijeniti atomima metala, razlikuju se jednobazne kiseline (na primjer, klorovodik HCl, azotna kiselina HNO 2), dvobazni (sumporni H 2 SO 3, ugalj H 2 CO 3), trobazni (ortofosforni H 3 PO 4) itd.

Višebazne kiseline neutraliziraju se postupno sa stvaranjem prvo kiselih, a zatim srednjih soli:

H 2 X NaHX Na 2 X

višebazni kiseli medij

kisela sol soli

Na primjer, ortofosforna kiselina može formirati tri vrste soli ovisno o kvantitativnom omjeru uzete kiseline i lužine:

a) NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

1:1 dihidrogen fosfat

b) 2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O;

2:1 hidrogen fosfat

c) 3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

3:1 ortofosfat

5.3.3. Amfoterni oksidi i hidroksidi od Be, p-metala koji se nalaze blizu “amfoterne dijagonale” (Al, Ga, Sn, Pb), kao i d-metala u oksidacionim stanjima (+3, +4) i Zn (+2) (vidi sliku 3. ).

Blago otapajući, amfoterni hidroksidi disociraju i bazične i kisele:

2H + + 2– Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH –

Stoga, amfoterni oksidi i hidroksidi mogu reagirati i sa kiselinama i sa bazama. U interakciji sa jačim kiselinama, amfoterna jedinjenja pokazuju svojstva baza.

ZnO + SO 3 → ZnSO 4 + H 2 O

kiselina

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

bazna kiselina

veze

U interakciji sa jakim bazama, amfoterna jedinjenja pokazuju svojstva kiselina, formirajući odgovarajuće soli. Sastav soli zavisi od uslova reakcije. Kada se stapaju, nastaju jednostavne "dehidrirane" soli.

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

kiselo-baznog natrijum cinkata

spoj

2NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Kompleksne soli nastaju u vodenim rastvorima alkalija:

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2

(vodeni tetrahidroksocinkat

3

1 Moskovska država Technical University njima. N.E. Bauman

2 Prva moskovska država medicinski univerzitet njima. NJIH. Sechenov

3 Moskovski pedagoški državni univerzitet

Pitanja jetkanja oksidnih naslaga sa površine čelika koji sadrže kobalt i željezo oduvijek su bila od praktične važnosti i aktuelna. Nakon što su proučili veliku količinu materijala o ovom pitanju, autori navode da neki aspekti problema još uvijek nisu u potpunosti proučeni (to uključuje utjecaj karakteristika otopina elektrolita, utvrđivanje mehanizma djelovanja ovih faktora). Kobalt i željezni oksidi se široko koriste kao katalizatori za razne hemijski procesi(oksidacija metana i ugljičnog monoksida, dehidrogenacija parafina, itd.). Njihova svojstva zavise od karakteristika površine, što određuje kinetiku rastvaranja oksida. Provedeno eksperimentalne studije Učinkom mineralnih kiselina (posebno H2SO4) na brzinu heterogene reakcije (Co3O4 i Fe3O4 u kiseloj sredini) otkrivena je priroda granične faze, koja se sastoji u formiranju površinskih spojeva ovog tipa - i njihovom naknadnom prelazak u rastvor elektrolita. Također razvijen analiza sistema krivulje rastvaranja oksida za izračunavanje kinetičkih parametara: aktivacijska energija i reakcioni redovi za vodikove ione i sulfatne ione.

kobaltov oksid

gvožđe oksid

kinetika

rastvaranje

modeliranje

Barton–Stransky model

Hougen–Watsonova metoda

1. Bokshtein B.S., Mendelev M.I., Pokhvisnev Yu.V. Fizička hemija: termodinamika i kinetika. – M.: Izdavačka kuća “MISIS”, 2012. – 258 str.

2. Butler J. Jonske ravnoteže. – L.: Hemija, 1973. – 448 str.

3. Delmon B. Kinetika heterogenih reakcija. – M.: Mir, 1972. – 555 str.

4. Barre P. Kinetika heterogenih procesa. – M.: Mir, 1976. – 400 str.

5. Kiselev M.Yu. Mehanizam i kinetika otapanja pirita elektrohemijskom hloracijom // Izvestia Higher obrazovne institucije. Rudarski časopis. – 2010. – br. 4. – Str. 101–104.

6. Korzenshtein N.M., Samuylov E.V. Volumetrijska kondenzacija u heterogenim reakcijama // Colloid Journal. – 2013. – T. 75, br. 1. – 84 str.

7. Kolesnikov V.A., Kapustin V.A., Kapustin Yu.I., Isaev M.K., Kolesnikov A.V. Metalni oksidi – materijali koji obećavaju za elektrohemijske procese // Staklo i keramika. – 2016. – br. 12. – str. 23–28.

8. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Izotov A.D. Proučavanje kinetike rastvaranja kobalt oksida (Co3O4, Co2O3) pri različitim koncentracijama H2SO4, HCl, EDTA i pH // Volgograd: Abstracts of XIX Mend. Kongres o opštoj i primenjenoj hemiji. – 2011. – T. 3 – Str. 366.

9. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Layner Yu.A. Kinetika rastvaranja kobalt oksida u kiselim sredinama// Metali. – 2010. – br. 2. – Str. 21–27.

10. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Plakhotnaya O.N., Goryacheva V.N. Modeliranje kinetičkih procesa rastvaranja oksida kobalta i bakra u sumpornoj kiselini // Glasnik MSTU im. N.E. Bauman. Ser. Prirodne nauke. – 2017. – br. 3. – str. 124–134.

Provedena eksperimentalna istraživanja rastvaranja oksidnih faza omogućavaju detaljno opisivanje procesa ponašanja čvrste faze u kiseloj sredini, objašnjavanje pojava koje se javljaju na površini oksida, uzimajući u obzir njihove kiselinsko-bazne karakteristike. i mehanizam rastvaranja, kao i za simulaciju topohemijskih reakcija.

Svrha studije sastoji se od proučavanja i modeliranja procesa rastvaranja Co3O4 i Fe3O4 u sumpornoj kiselini.

Materijali i metode istraživanja

Za istraživanje su uzeti uzorci težine 500 mg sa d = 80÷100 µm. Identifikacija oksida izvršena je rendgenskom difrakcijom, IR i termičkom analizom.

Da bi se razjasnio mehanizam rastvaranja čvrstih uzoraka metalnih oksida u kiseloj sredini, eksperiment je izveden u instrumentu (termostatirani reaktor zapremine 0,5 l) za proučavanje kinetike rastvaranja čvrstih uzoraka, isključujući uticaj bilo kog nekontrolisani faktori na fenomen koji se proučava. Temperatura eksperimenta 363 K. Eksperiment je izveden na različita značenja pH i koncentracije mineralnih kiselina.

U određenim vremenskim intervalima uzimani su uzorci tekuće faze iz reakcione posude pomoću staklenog Schott filtera. Koncentracija jona kobalta određena je spektrofotometrijski (spektrofotometar UF-3100) pomoću amonijum tiocijanata, a gvožđa - pomoću o-fenantrolina.

Dobijeni eksperimentalni podaci o uticaju koncentracije kiseline na brzinu rastvaranja kobalt oksida Co3O4 i Fe3O4 prikazani su na Sl. 1 (tačke - eksperimentalni podaci, linije - rezultati simulacije). Udio otopljene tvari a izračunat je pomoću jednadžbe: a = Dt/D∞.

Rice. 1. a) zavisnost udjela rastvorenog Co3O4 oksida od vremena pri različitim koncentracijama sumporne kiseline (mol/l): 1 - 10,0; 2 - 5,93; 3 - 2,97; 4 - 1,0; 5 - 0,57; 6 - 0,12; T = 363,2 K; b) zavisnost udjela rastvorenog Fe3O4 oksida od vremena pri različitim koncentracijama sumporne kiseline (mol/l): 1 - 10,3; 2 - 7,82; 3 - 3,86; 4 - 2,44; T = 293 K

Rezultati istraživanja i diskusija

Proračun kinetičkih parametara. Provedena je analiza eksperimentalnih kinetičkih podataka pomoću jednadžbi heterogene kinetike, što je omogućilo određivanje redoslijeda reakcija za različite ione (ni), specifične brzine rastvaranja (Wi), njene ovisnosti o koncentraciji otopine. , kao i energije aktivacije reakcija (Ea).

Kinetika heterogenih reakcija zasniva se na obaveznom razmatranju promena površine čestica tokom procesa rastvaranja tokom vremena, a pored toga, po pravilu, heterogene reakcije karakteriše konstantna brzina tokom vremena (1).

U ovom slučaju, brzina rastvaranja oksida može se predstaviti jednadžbom:

gdje je Wi specifična brzina rastvaranja; f(α) je funkcija koja uzima u obzir kako se površina oksida mijenja tokom vremena.

Da bismo razjasnili mehanizam raspadanja i modelirali ovaj fenomen, koristili smo Barton-Stransky model (2):

, (2)

gdje je A konstanta. Njegova vrijednost je direktno proporcionalna broju aktivnih centara na površini jedne čestice oksida.

Za pronalaženje vrijednosti varijabli W i A korištene su nelinearne metode regresiona analiza i kompjuterski program MathCad.

Tabela 1

Specifična brzina rastvaranja oksida Co3O4 i Fe3O4 u zavisnosti od koncentracije H2SO4

Iz podataka u tabeli i sl. 2 (tačke - eksperimentalni podaci, linije - rezultat modeliranja prema jednadžbi (3)) slijedi da se kobalt oksid Co3O4 brže otapa u sumpornoj kiselini od željeznog oksida Fe3O4. Red reakcije u vodikovim ionima za dva oksida je približno 0,5. (svi rezultati su bazirani na Barton-Stransky modelu).

Rice. 2. a) zavisnost logaritma brzine (log W) od logaritma koncentracije (log C(H2SO4)) pri rastvaranju Co3O4 u sumpornoj kiselini; b) zavisnost logaritma brzine (log W) od logaritma koncentracije (log C(H2SO4)) kada je Fe3O4 otopljen u sumpornoj kiselini

Dobiveni podaci omogućavaju da se generaliziranom jednadžbom opiše odnos između specifične brzine rastvaranja oksida Co3O4 i Fe3O4 i koncentracije H2SO4

, (3)

gdje je ≡, W0 konstanta brzine rastvaranja, K1, K2 su konstante.

Modeliranje mehanizma rastvaranja oksida kobalta i željeza u anorganskoj kiselini. Otapanje oksida u kiselinama događa se na površinskim defektima kristalna rešetka, takozvani aktivni centri rastvaranja oksida koji su adsorbirali H+ ione i H+...A- jonske parove.

Hougen-Watsonova metoda omogućava simulaciju utjecaja pH i koncentracije kiseline na brzinu rastvaranja oksida.

U ovom slučaju, brzina rastvaranja oksida kobalta i željeza bit će izražena jednadžbom:

Pretpostavlja se da se na površini oksida formiraju čestice hidrokso kompleksa metala istog sastava kao i oni prisutni u otopini. Za izračunavanje koncentracije hidrokso kompleksa koristili smo jednadžbe materijalnog bilansa u reakcijama hidrolize za jone vodika, kobalta i željeza; jednačine hidrolize za sve faze za izračunavanje konstanti hidrolize. Hougen-Watsonova metoda pretpostavlja da ovisnost koncentracije jona na površini oksida iu otopini poštuje Langmuirovu izotermu, što omogućava povezivanje površinske i volumne koncentracije jona (jednačina (5)).

Ovisnost specifične brzine rastvaranja kobalt oksida Co3O4 i Fe3O4 u razrijeđenoj sumpornoj kiselini izražena je jednadžbama (5-7).

Koncentracija jona i može se izraziti u vidu ukupne koncentracije jona Co3+ i Fe3+, ako se utvrdi njihov sadržaj u rastvoru. U ovom slučaju i . Tada je brzina

Ako simuliramo proces rastvaranja oksida i pretpostavimo da ioni djeluju kao površinski aktivne čestice, tada će ovisnost brzine procesa o koncentraciji iona izgledati ovako (a1 je broj iona u otopini).

Danas počinjemo naše upoznavanje sa najvažnijim klasama neorganskih jedinjenja. Anorganske tvari dijele se prema svom sastavu, kao što već znate, na jednostavne i složene.

OXIDE	ACID	BASE	SALT
E x O y	NnA A – kiseli ostatak	ja(OH)b OH – hidroksilna grupa	Me n A b

Složene neorganske tvari dijele se u četiri klase: oksidi, kiseline, baze, soli. Počinjemo s klasom oksida.

OXIDES

Oksidi - to su složene supstance koje se sastoje od dva hemijska elementa, od kojih je jedan kiseonik, sa valentnošću 2. Samo jedan hemijski element - fluor, kada se spoji sa kiseonikom, ne formira oksid, već kiseonik fluorid OF 2.
Oni se jednostavno zovu “oksid + naziv elementa” (vidi tabelu). Ako je valencija hemijski element varijabla, a zatim označena rimskim brojem u zagradama iza naziva hemijskog elementa.

Formula	Ime	Formula	Ime
	ugljen(II) monoksid	Fe2O3	gvožđe(III) oksid
	dušikov oksid (II)	CrO3	hrom(VI) oksid
Al2O3	aluminijum oksid		cink oksid
N2O5	dušikov oksid (V)	Mn2O7	mangan(VII) oksid

Klasifikacija oksida

Svi oksidi se mogu podijeliti u dvije grupe: koji stvaraju soli (bazni, kiseli, amfoterni) i koji ne stvaraju soli ili indiferentni.

Metalni oksidi Krzno x O y			Oksidi nemetala neMe x O y
Basic	Kisela	Amfoterično	Kisela	Ravnodušni
I, II Meh	V-VII Ja	ZnO,BeO,Al 2 O 3, Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3	> II neMe	I, II neMe CO, NE, N2O

1). Osnovni oksidi su oksidi koji odgovaraju bazama. Glavni oksidi uključuju oksidi metali 1 i 2 grupe, kao i metali bočne podgrupe sa valencijom I I II (osim ZnO - cink oksida i BeO – berilijev oksid):

2). Kiseli oksidi- To su oksidi, koji odgovaraju kiselinama. Oksidi kiseline uključuju oksidi nemetala (osim onih koji ne stvaraju soli - indiferentni), kao i metalni oksidi bočne podgrupe sa valentnošću od V prije VII (Na primjer, CrO 3 - hrom (VI) oksid, Mn 2 O 7 - mangan (VII) oksid):

3). Amfoterni oksidi- To su oksidi, koji odgovaraju bazama i kiselinama. To uključuje metalni oksidi glavne i sekundarne podgrupe sa valencijom III , Ponekad IV , kao i cink i berilijum (npr. BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).

4). Oksidi koji ne stvaraju soli– to su oksidi indiferentni prema kiselinama i bazama. To uključuje oksidi nemetala sa valencijom I I II (Na primjer, N 2 O, NO, CO).

Zaključak: priroda svojstava oksida prvenstveno zavisi od valencije elementa.

Na primjer, kromovi oksidi:

CrO(II- glavni);

Cr 2 O 3 (III- amfoterni);

CrO3(VII- kiselo).

Klasifikacija oksida

(prema rastvorljivosti u vodi)

Kiseli oksidi	Osnovni oksidi	Amfoterni oksidi
Rastvorljivo u vodi. Izuzetak – SiO 2 (nije rastvorljivo u vodi)	U vodi se otapaju samo oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (ovo su metali I "A" i II "A" grupe, izuzetak Be, Mg)	Ne stupaju u interakciju sa vodom. Nerastvorljivo u vodi

Dovršite zadatke:

1. Zapišite ga zasebno hemijske formule kiseli i bazični oksidi koji stvaraju soli.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Date supstance : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Zapišite okside i klasificirajte ih.

Dobivanje oksida

Simulator "Interakcija kiseonika sa jednostavnim supstancama"

1. Sagorijevanje tvari (oksidacija kisikom)	a) jednostavne supstance Sprava za obuku	2Mg +O 2 =2MgO
	b) složene supstance	2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2
2. Razgradnja složenih supstanci (koristite tabelu kiselina, pogledajte dodatke)	a) soli SALTt= BAZNI OKSID+KISELI OKSID	SaCO 3 =CaO+CO 2
	b) Nerastvorljive baze ja(OH)bt= Me x O y+ H 2 O	Cu(OH)2t=CuO+H2O
	c) kiseline koje sadrže kiseonik NnA=ACID OXIDE + H 2 O	H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2

Fizička svojstva oksida

Na sobnoj temperaturi većina oksida su čvrste materije (CaO, Fe 2 O 3 itd.), neke su tečnosti (H 2 O, Cl 2 O 7 itd.) i gasovi (NO, SO 2 itd.).

Hemijska svojstva oksida

HEMIJSKA SVOJSTVA BAZIČNIH OKSIDA 1. Osnovni oksid + Kiseli oksid = So (r. spojevi) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Bazni oksid + kiselina = so + H 2 O (izmjenski rastvor) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Osnovni oksid + voda = alkalija (spoji) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

HEMIJSKA SVOJSTVA KISELNIH OKSIDA 1. Kiseli oksid + voda = kiselina (r. spojevi) CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – ne reaguje 2. Kiseli oksid + baza = sol + H 2 O (razmjenski kurs) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Osnovni oksid + Kiseli oksid = So (r. spojevi) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Manje isparljive istiskuju isparljive iz svojih soli CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

HEMIJSKA SVOJSTVA AMFOTERNIH OKSIDA U interakciji su i sa kiselinama i sa alkalijama. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (u rastvoru) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (kada je spojen)

Primjena oksida

Neki oksidi su nerastvorljivi u vodi, ali mnogi reaguju s vodom i formiraju jedinjenja:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 O = Ca( OH) 2

Rezultat su često vrlo potrebna i korisna jedinjenja. Na primjer, H 2 SO 4 – sumporna kiselina, Ca(OH) 2 – gašeno vapno itd.

Ako su oksidi netopivi u vodi, onda ljudi vješto koriste ovo svojstvo. Na primjer, cink oksid ZnO je bijela tvar, stoga se koristi za pripremu bijele uljane boje (cink bijelo). Budući da je ZnO praktički netopiv u vodi, bilo koja površina može se farbati cink bijelom bojom, uključujući i one koje su izložene padavinama. Netopljivost i netoksičnost omogućavaju da se ovaj oksid koristi u proizvodnji kozmetičkih krema i pudera. Farmaceuti ga prave u adstringentni i prašak za sušenje za vanjsku upotrebu.

Titanijum (IV) oksid – TiO 2 – ima ista vrijedna svojstva. Takođe ima prelepu belu boju i koristi se za pravljenje titanijum bele boje. TiO 2 je nerastvorljiv ne samo u vodi, već i u kiselinama, pa su premazi napravljeni od ovog oksida posebno stabilni. Ovaj oksid se dodaje u plastiku kako bi joj dao bijelu boju. Ulazi u sastav emajla za metalno i keramičko posuđe.

Krom (III) oksid - Cr 2 O 3 - vrlo jaki tamnozeleni kristali, nerastvorljivi u vodi. Cr 2 O 3 se koristi kao pigment (boja) u proizvodnji ukrasnog zelenog stakla i keramike. Poznata GOI pasta (skraćeno od naziva “Državni optički institut”) koristi se za brušenje i poliranje optike, metala. proizvoda, u nakitu.

Zbog nerastvorljivosti i čvrstoće hrom (III) oksida, koristi se i u štamparskim bojama (npr. za bojenje novčanica). Općenito, oksidi mnogih metala se koriste kao pigmenti za širok spektar boja, iako je to daleko od njihove jedine primjene.

Zadaci za konsolidaciju

1. Napišite odvojeno hemijske formule kiselih i bazičnih oksida koji stvaraju soli.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Date supstance : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Odaberite sa liste: bazični oksidi, kiseli oksidi, indiferentni oksidi, amfoterni oksidi i dajte im imena.

3. Popunite CSR, navedite vrstu reakcije, navedite produkte reakcije

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO3 =

NaOH + P2O5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH) 2 = ? + ?

4. Izvršite transformacije prema shemi:

1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4

2) S→SO 2 →H 2 SO 3 →Na 2 SO 3

3) P→P 2 O 5 →H 3 PO 4 →K 3 PO 4