Автор Хімічна енциклопедія р.н. Н.С.Зефіров

ХЛОРУ ОКСИДИ. Всі ХЛОРА ОКСИДИ о. мають різкий запах, термічно та фотохімічно нестабільні, схильні до вибухового розпаду, мають покласти. Монооксид [оксид Cl(I), дихлороксид, геміоксид] Cl 2 Про - жовто-оранжевий газ зі слабким зеленуватим відтінком, в рідкому стані - червоно-коричневий; довжина зв'язку Cl - 0,1700 нм, кут ОСlO 111°,2,60 x 10 -30 Кл x м (табл.); рівняння температурної залежності тиску пари lgp (мм рт. ст.) = 7,87 - 1373/Т (173-288 К); розчинний у воді з утворенням НРЮ, розчинність (г в 100 г Н 2 О при 0 ° С): 33,6 (2,66 кПа), 52,4 (6,65 кПа). При 60-100 °С термодинамічно розпад Cl 2 Про завершується за 12-24 год, вище 110 °З за кілька хв відбувається вибух, освітлення прискорює розпад і підвищує ймовірність вибуху. З хлоридами утворює оксихлориди, наприклад, з Т1Cl 4 ТаCl 5 і AsCl 3 дає відповідно Т1ОCl 2 ТаОCl 3 і AsO 2 Cl. З NO 2 утворює суміш NO 2 Cl і NO 3 Cl, з N 2 O 5 -чистий NO 3 Cl. Фторуванням Cl 2 Про за допомогою AgF 2 можна отримати ClOF 3 а реакцією з AsF 5 або SbF 5 - солі хлорилу ClO + 2 MF - 6 . Аналогічно реагують з MF 5 (де М - As і Sb) ClО 2 і Cl 2 Про 6 . З насич. органічне сполуками Cl 2 Про веде себе як хлоруючий агент, подібний до хлору. Отримують Сl 2 Про пропусканням Cl 2 , розведеного N 2 над HgO або реакцією Cl 2 з вологим Na 2 CO 3 .

ВЛАСТИВОСТІ ОКСИДІВ ХЛОРУ

Показник
температура кипіння, °С
Щільність, г/см 3				2,023 (3,5 ° С)	1,805** (25 °С)
Дж/(моль х К)
КДж/моль
КДж/моль
Дж/(моль х К)

*Розрахункова. **2,38 г/см 3 за -160 °С.

Діоксид ClО 2 - жовтий газ, у рідкому стані -яскраво-червоний, у твердому - червонувато-жовтий; довжина зв'язку С - 0,1475 нм, кут ОСlO 117 °С; рівняння температурної залежності тиску пари lgp (мм рт. ст.) = 7,7427 - 1275,1/T (226-312 К); розчинність у воді 26,1 г/л (25 °С, 20,68 кПа), розчинний у ССl 4 , НClО 4 , СН 3 СООН. В індивідуальному стані вибухонебезпечний, при 30-50 ° С розпад йде з вимірною швидкістю, вище 50 ° С після періоду індукції вибухає. У лужному середовищі ClО 2 диспропорціонує і, в присутності. Н 2 Про 2 утворюється та виділяється Про 2 . Відновлюється іодидами, арсенідами, PbO, H 2 SO 3 амінами до хлорит-іона. СNO 2 і N 2 O 5 утворює NO 3 Cl, NOCl -NO 2 Cl. Фторується за допомогою AgF 2 , BrF 3 або розведений F 2 до ClO 2 F. Одержують СlO 2 дією відновників (SO 2 , NO 2 , метанол, органічний пероксид) на підкислений розчин хлорату лужного металу, при нагріванні суміші хлорату з вологою щавлевою кислотою, дією Cl 2 на хлорити. На відміну від інших ХЛОРА ОКСИДИ о. ClО 2 - продукт пром. виробництва, його використовують замість Cl 2 як екологічно безпечніший продукт для відбілювання деревної пульпи, целюлози, синтетич. волокон, для підготовки питної та технол. води, знезараження стічних вод. Дратує слизові оболонки, викликає кашель, блювання та ін; ГДК у повітрі робочої зони 0,1 мг/м 3 ЛД 50 140 мг/кг (щури, внутрішньошлунково).
Перхлорат хлору (цихлоротетраоксид) Cl 2 Про 4 або СlOClО 3 - світло-жовта рідина, в кристаллич. стан майже безбарвний (див. Перхлорати).
Триоксид (дихлорогексаоксид) Cl 2 Про 6 – яскраво-червона рідина, у твердому стані – помаранчевий, при охолодженні забарвлення слабшає. У газі та рідини молекули мають будову О 2 Cl - О - ClО 3 , у кристалах - кристали моноклінної сингонії (просторів. група, z = 4); тиск пари 39,9 Па (0 ° С), 133 Па (19 ° С). Повільно розкладається вже при 0-10 ° С на ClО 2 і О 2 вище 20 ° С в продуктах розпаду з'являється Cl 2 ; з водою реагує зі спалахом, продукти гідролізу - НClО 3 і НClО 4 . З хлоридами, бромідами, нітратами утворює перхлорати, наприклад з NOCl дає NOClO 4 з N 2 O 5 - NO 2 ClO 4 з AlCl 3 -СlO 2 з FeCl 3 - ClO 2 . При нагріванні у вакуумі такі комплекси відщеплюють Cl 2 Про 6 і перетворюються на несольватовані перхлорати Al(ClО 4) 3 Fe (ClO 4) 3 . Отримують Cl 2 Про 6 реакцією озону з ClО 2 або дією F 2 на хлорати металів. Застосовують для синтезу безводних перхлоратів у лабораторних умовах.
Оксид Cl(VII) (хлорний ангідрид, дихлорогептаоксид) Cl 2 Про 7 - бесцв. рухлива рідина, чутливий до удару та тертя. Молекула має будову Про 3 Cl - Про - ClO 3 , довжина зв'язку Cl - Про 0,1709 нм, у групах ClО 3 - 0,1405 нм, кут СlOCl 118,6°, ОСlO 115,2°, 2,40 x 10 -30 Кл x м; кристали моноклінні (просторів. група З 2/с); рівняння температурної залежності тиску пари lgp(мм рт. ст.) = 7,796-1770/Т. Необмежено розчинний у СCl 4 добре розчинний в НClО 4 , РОCl 3 і т. п. З водою не змішується, на межі розділу фаз реагує з утворенням НСlO 4 , реакція сильно екзотермічна реакції -211 кДж/моль); розігрівання шару Cl 2 Про 7 може призвести до вибуху. Розпад Cl 2 Про 7 в газі на хлор і кисень йде з вимірною швидкістю при 100-120 °С, але при тиску Cl 2 Про 7 вище 13,3 кПа набуває вибухового характеру. Рідкий Cl 2 Про 7 стійкий до 60-70 ° С, домішка нижчих ХЛОРА ОКСИДИ о. прискорює його розпад. Для рідкого Cl 2 Про 7 характерні реакції з утворенням ковалентних сполук з групою - ClО 3 . З NH 3 в ССl 4 утворює NH 4 HNClO 3 і NH 4 ClO 4 , з алкіламінами-відповідно RHNClO 3 і R 2 NClO 3 , з SbF 5 - SbOF 3 і FClO 3 , з N 2 O 5 в ССl 4 4 . Використовуючи Cl 2 Про 7 можна синтезувати органічне перхлорати зі спиртів. Отримують Cl 2 Про 7 дією Р 2 Про 5 або олеуму на хлорну кислоту або електролізом розчину НClО 4 на Pt-електродах нижче 0 ° С (Cl 2 Про 7 накопичується в анодному просторі). Чистий Cl 2 Про 7 можна отримати також при нагріванні у вакуумі деяких перхлоратів, наприклад Nb(ClO 4) 5 МоО 2 (СlO 4) 2 .
Відомий ряд хлоркисневих вільних радикалів, отриманих у різні низькотемпературних матрицях і досліджених переважно методом ЕПР, - СlО 3 , СlОО, СlСlО, а також малостабільний сесквіоксид Сl 2 О 3 , що розпадається при -50 - 0 ° С і має, ймовірно, структуру СlOСlO 2 . Термічно стійкий радикал СlO (довжина зв'язку Cl - Про 0,1569 нм, 4,133 Кл x м, 101,6 кДж/моль) -проміжні продукти окислення вуглеводнів хлорною кислотою і ХЛОРУ ОКСИДИ о., розпаду всіх ХЛОРУ ОКСИДИ о. та ін. хлоркисневих сполук, а також реакції озону з атомарним хлором у стратосфері.

Література: Нікітін І. Ст, Хімія кисневих сполук галогенів, М., 1986.

В.Я.Росоловський.

Хімічна енциклопедія. Том 5 >>

19 серпня 2012

Оксидами або оксидами називають сполуки різних елементів із киснем. Майже всі елементи утворюють такі сполуки. Хлор, як та інші галогени, характеризується таких сполуках позитивним ступенем окислення. Усі оксиди хлору є надзвичайно нестійкими речовинами, що притаманно оксидів усіх галогенів. Відомо чотири речовини, в молекулах яких містяться хлор та кисень.

1. Газоподібне з'єднання від жовтого до червоного кольору з характерним запахом (нагадує запах газу Cl2) - оксид хлору (I). Хімічна формула Cl2O. Температура плавлення мінус 116 °C, температура кипіння плюс 2 °C. За нормальних умов його щільність дорівнює 3,22 кг/м³.
2. Жовтий чи жовто-оранжевий газ із характерним запахом — оксид хлору (IV). Формула хімічна ClO2. Температура плавлення мінус 59 °C, температура кипіння плюс 11 °C.
3. Червоно-коричнева рідина – оксид хлору (VI). Формула хімічна Cl2O6. Температура плавлення плюс 3,5 °C, температура кипіння плюс 203 °C.
4. Безбарвна масляниста рідина – оксид хлору (VII). Формула хімічна Cl2O7. Температура плавлення мінус 91,5 °C, температура кипіння плюс 80 °C.

Оксид хлору зі ступенем окиснення +1 є ангідридом слабкої одноосновної хлорнуватистої кислоти (HClO). Отримують його за методом Пелуза взаємодією оксиду ртуті з газоподібним хлором за одним із рівнянь реакцій: 2Cl2 + 2HgO → Cl2O + Hg2OCl2 або 2Cl2 + HgO → Cl2O + HgCl2. Умови перебігу цих реакцій різні. Оксид хлору (I) конденсують при температурі мінус 60 оС, тому що при вищій температурі він розкладається, вибухаючи, і в концентрованому вигляді є вибухонебезпечним. Водний розчин Cl2O отримують при хлоруванні у воді карбонатів лужноземельних або лужних металів. Оксид добре розчиняється у воді, при цьому утворюється хлорновата кислота: Cl2O + H2O ↔ 2HClO. Крім того, він також розчиняється у вуглеці чотирихлористий.

Оксид хлору зі ступенем окиснення +4 інакше називається діоксид. Ця речовина розчиняється у воді, сірчаній та оцтова кислота, ацетонітрилі, вуглеці чотирихлористом, а також в інших органічних розчинниках, зі збільшенням полярності яких розчинність його зростає. У лабораторних умовах його одержують взаємодією хлорату калію зі щавлевою кислотою: 2KClO3 + H2C2O4 → K2CO3 + 2ClO2 + CO2 + H2O. Оскільки оксид хлору (IV) є вибухонебезпечною речовиною, його в розчині зберігати не можна. Для цих цілей використовується силікагель, на поверхні якого в адсорбованому вигляді ClO2 може зберігатися довго, одночасно вдається позбавитися забруднюючих його домішок хлору, так як він силікагелем не поглинається. У промислових умовах ClO2 отримують відновленням діоксидом сірки, у присутності сірчаної кислоти, хлорату натрію: 2NaClO3 + SO2 + H2SO4 → 2NaHSO4 + 2ClO2. Застосовується як відбілювач, наприклад, папери або целюлози та інше, а також для стерилізації та дезінфекції різних матеріалів.

Оксид хлору зі ступенем окиснення +6, при плавленні розпадається за рівнянням реакції: Cl2O6 → 2ClO3. Отримують оксид хлору (VI), окислюючи озоном діоксид: 2O3 + 2ClO2 → 2O2 + Cl2O6. Цей окис здатний взаємодіяти розчинами лугів та з водою. При цьому протікають реакції диспропорціонування. Наприклад, при взаємодії з гідроокисом калію: 2KOH + Cl2O6 → KClO3 + KClO4 + H2O, в результаті виходять хлорат та перхлорат калію.

Вищий оксид хлору називають ще хлорним ангідридом або дихлорогептаоксид є сильним окислювачем. Він здатний від удару або під час нагрівання вибухати. Однак ця речовина більш стійка, ніж оксиди зі ступенем окиснення +1 і +4. Розпад його до хлору та кисню прискорюється через присутність нижчих оксидів та з підвищенням температури від 60 до 70 оС. Оксид хлору (VII) здатний повільно розчинятися в холодній воді, в результаті реакції утворюється хлорна кислота: H2O + Cl2O7 → 2HClO4. Отримують дихлорогептаоксид, обережно нагріваючи хлорну кислоту з фосфорним ангідридом: P4O10 + 2HClO4 → Cl2O7 + H2P4O11. Також Cl2O7 можна одержати, використовуючи замість фосфорного ангідриду олеум.

Розділ неорганічної хімії, який вивчає оксиди галогенів, включаючи оксиди хлору, останні рокистав розвиватися активно, оскільки ці сполуки є енергоємними. Вони здатні в камерах згоряння реактивних двигунів віддавати енергію миттєво, а хімічних джерелах струму швидкість її віддачі може регулюватися. Інша причина інтересу – це можливість синтезу нових груп неорганічних сполукнаприклад, оксид хлору (VII) є родоначальником перхлоратів.

Джерело: fb.ru

Актуально

Хлор утворює з киснем цілий ряд оксидів, загальна кількість яких становить п'ять видів. Усі їх можна описати загальною формулою ClxOy. Вони валентність хлору змінюється від 1 до 7.

Валентність різних оксидів хлору різна: Cl2O – 1, Cl2O3 – 3, ClO2 – 4, Cl2O6 – 6, Cl2O7 – 7.

Оксид хлору(I) застосовують для виробництва гіпохлоритів, які є сильними відбілюючими та знезаражуючими агентами.
Оксид хлору (II) активно застосовують для відбілювання борошна, целюлози, паперу та інших речей, а також для стерилізації та дезінфекції.
Оксид хлору(VI) та оксид хлору(VII) застосовують для синтезу органічних сполук.

Отримання Cl2O

Даний оксид на великотоннажних виробництвах одержують двома способами.
1. За методом Пелуза. Проводять реакцію між газоподібним хлором та оксидом ртуті. Залежно від умов може утворитися інше з'єднання ртуті, проте цільовий продукт залишається. Після цього газоподібний оксид хлору зріджують за температури - Цельсія.

Рівняння реакції, що описують метод Пелуза:
2HgO + Cl2 = Hg2OCl2 + Cl2O
HgO + 2Cl2 = HgCl2 + Cl2O

2. Взаємодія хлору з реакції:
2Cl2 + 2Na2CO3 + H2O = 2NaHCO3 + Cl2O + 2NaCl
Карбонат натрію може бути замінений іншими карбонатами лужних або лужноземельних металів.

Отримання ClO2

Єдиний промисловий метод отримання діоксиду хлору заснований на взаємодії хлорату натрію та діоксиду сірки кислому середовищі. Результатом такої взаємодії стає реакція:
2NaClO3 + SO2 + H2SO4 = 2NaHSO4 + ClO2

Отримання Cl2O6

У промисловості Cl2O6 одержують взаємодією діоксиду хлору з озоном:
2ClO2 + 2O3 = 2O2 + Cl2O6

Отримання Cl2O7

1. Обережне нагрівання хлорної кислоти з фосфорним ангідридом призводить до відділення олійної рідини, яка є оксидом хлору (VII). Весь процес описується реакцією:
2HClO4 + P4O10 = H2P4O11 + Cl2O7

2. Другий спосіб одержання даного оксиду пов'язаний із електрикою. Якщо проводити розчин хлорної кислоти, то в анодному просторі можна виявити Cl2O7.

3. Нагрівання у вакуумі перхлоратів перехідних металів призводить до утворення оксиду хлору (VII). Найчастіше нагрівають перхлорат чи молібдену.

Фізичні властивості оксидів

Cl2O: за стандартних умов буро-жовтий газ із запахом хлору, а при температурі нижче +2 градусів Цельсія золотисто-червона рідина. Вибухонебезпечний у великих концентраціях.

ClO2: за стандартних умов – газ з характерним запахом червоно-жовтого кольорупри температурі нижче +10 градусів Цельсія – червоно-коричнева рідина. Вибухає на світлі, у присутності відновників і при нагріванні.

Cl2O6: нестійкий газ, який починає розкладатися за температури від 0 до +10 градусів Цельсія з утворенням діоксиду хлору, при 20 градусах Цельсія утворюється хлор. Через утворення діоксиду хлору – вибухонебезпечний.

Cl2O7: безбарвна масляниста рідина, яка під час нагрівання вище 120 градусів Цельсія вибухає. Може детонувати від удару.

Оксид хлору(VII)
Dichlorine-heptoxide-3D-balls.png
Загальні
Систематичне найменування	Оксид хлору(VII)
Хім. формула	Cl 2 O 7
Фізичні властивості
Стан	рідина
Молярна маса	182.901 г/моль
Термічні властивості
Т. плав.	−91,5 °C
Т. кіп.	82 °C
Т. разл.	120 °C
Ентальпія освіти	251,0 кДж/моль
Класифікація
Реєстр. номер CAS
Наводяться дані для стандартних умов (25 °C, 100 кПа), якщо не вказано інше.

Оксид хлору(VII)(дихлорогептаоксид) Cl 2 O 7 , ( хлорний ангідрид) – кислотний оксид. Вищий оксид хлору, де він виявляє ступінь окислення +7.

Молекула Cl 2 O 7 має будову О 3 Cl-О-ClO 3 (dCl-О = 0,1709 нм, у групах ClО 3 - 0,1405 нм, кут ClOCl = 118,6 °, ОClO 115,2 °) c просторовою симетрією C 2, молекула полярна (μ = 2,40 · 10 -30 Кл · м).

Властивості

Хлорний ангідрид є безбарвною маслянистою рідиною. Cl 2 O 7 вибухає при нагріванні вище 120 °C і від удару, проте він більш стійкий, ніж оксид та діоксид хлору. Рідкий Cl 2 Про 7 стійкий до 60-70 °C, але домішка нижчих оксидів хлору суттєво прискорює його розпад:

$\backslash mathsf(2Cl\_2O\_7\; \backslash rightarrow\; 2Cl\_2\; +\; 7O\_2)$ΔH = 135 кДж/моль

Повільно розчиняється в холодній воді, утворюючи хлорну кислоту:

$\backslash mathsf(Cl\_2O\_7\; +\; H\_2O\; \backslash rightarrow\; 2HClO\_4)$

Хлорний ангідрид є сильним окислювачем.

Отримання

Отримують Cl 2 Про 7 при обережному нагріванні хлорної кислоти з фосфорним ангідридом або олеумом:

$\backslash mathsf(2HClO\_4\; +\; P\_4O\_(10)\; \backslash rightarrow\; Cl\_2O\_7\; +\; H\_2P\_4O\_(11))$

Оксид хлору(VII) отримують також електролізом розчину НClО 4 на платинових електродах нижче 0 °C (Cl 2 O 7 накопичується в анодному просторі). Чистий Cl 2 O 7 можна синтезувати також при нагріванні у вакуумі деяких перхлоратів , наприклад, Nb(ClO 4) 5 або МоО 2 (ClO 4) 2 .

Напишіть відгук про статтю "Оксид хлору(VII)"

Література

• Ремі Р. «Курс неорганічної хімії» М: Іноземна література, 1963

Це незавершена стаття про неорганічну речовину. Ви можете допомогти проекту, доповнивши її.

Уривок, що характеризує оксид хлору(VII)

- Courte et energique! [Короткий і енергійний!] - Промовив Наполеон, коли він прочитав сам відразу без поправок написану прокламацію. У наказі було:
«Воїни! Ось бій, якого ви стільки бажали. Перемога залежить від вас. Вона необхідна нам; вона доставить нам все необхідне: зручні квартири та швидке повернення на батьківщину. Дійте так, як ви діяли при Аустерліці, Фрідланді, Вітебську та Смоленську. Нехай пізнє потомство з гордістю згадає про ваші подвиги цього дня. Хай скажуть про кожного з вас: він був у великій битвіпід Москвою!
– De la Moskowa! [Під Москвою!] - повторив Наполеон, і, запросивши до своєї прогулянки пана Боссе, який любив подорожувати, він вийшов з намету до осідланих коней.
— Votre Majeste a trop de bonte, — сказав Боссе на запрошення супроводжувати імператора: йому хотілося спати і він не вмів і боявся їздити верхи.
Але Наполеон кивнув головою мандрівникові, і Боссе мав їхати. Коли Наполеон вийшов з намету, крики гвардійців перед портретом сина ще більше посилилися. Наполеон насупився.
- Зніміть його, - сказав він, граційно величним жестом, вказуючи на портрет. - Йому ще рано бачити поле бою.
Боссе, заплющивши очі і схиливши голову, глибоко зітхнув, цим жестом показуючи, як він умів цінувати і розуміти слова імператора.

Весь цей день 25 серпня, як кажуть його історики, Наполеон провів на коні, оглядаючи місцевість, обговорюючи плани, які йому маршали представляли, і віддаючи особисто накази своїм генералам.
Початкова лінія розташування російських військ по Колочі була переломлена, і частина цієї лінії, саме лівий фланг російських, внаслідок взяття Шевардинського редута 24-го числа, була віднесена назад. Ця частина лінії була не укріплена, не захищена більш річкою, і перед нею однією було відкрите і рівне місце. Очевидно було для будь-якого військового і невійськового, що цю частину лінії повинно було атакувати французам. Здавалося, що для цього не потрібно було багато міркувань, не потрібно було такої турботливості і клопітливості імператора і його маршалів і зовсім не потрібно тієї особливої ​​найвищої здібності, яка називається геніальністю, яку так люблять приписувати Наполеону; але історики, що згодом описували цю подію, і люди, які тоді оточували Наполеона, і він сам думали інакше.

Властивості оксидів

Оксиди- це складні хімічні речовини, що являють собою хімічні сполуки простих елементів з киснем. Вони бувають солеутворюючимиі солі, що не утворюють. При цьому солеутворюючі бувають 3-х типів: основними(від слова "основа"), кислотнимиі амфотерними. Прикладом оксидів, що не утворюють солі, можуть бути: NO (окис азоту) - є безбарвним газом, без запаху. Він утворюється під час грози у атмосфері. CO (окис вуглецю) - газ без запаху, що утворюється при згорянні вугілля. Його зазвичай називають чадним газом. Існують і інші оксиди, що не утворюють солі. Тепер розберемо докладніше кожен вид солеутворювальних оксидів.

Основні оксиди- це складні хімічні речовини, що відносяться до оксидів, які утворюють солі при хімічній реакції з кислотами або кислотними оксидамиі не реагують із основами або основними оксидами. Наприклад, до основних належать такі: K 2 O (окис калію), CaO (окис кальцію), FeO (окис заліза 2-валентного).

Розглянемо хімічні властивості оксидівна прикладах

1. Взаємодія з водою: - взаємодія з водою з утворенням основи (або луги) CaO+H 2 O = Ca(OH) 2 (відома реакція гасіння вапна, при цьому виділяється велика кількістьтепла!)

2. Взаємодія з кислотами: - взаємодія з кислотою з утворенням солі та води (розчин солі у воді) CaO+H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O (Кристали цієї речовини CaSO 4 відомі всім під назвою "гіпс").

3. Взаємодія з кислотними оксидами: утворення солі CaO+CO 2 =CaCO 3 (Ця речовина відома всім - звичайна крейда!)

Кислотні оксиди- це складні хімічні речовини, що відносяться до оксидів, які утворюють солі при хімічній взаємодії з основами або основними оксидами та не взаємодіють із кислотними оксидами. Прикладами кислотних оксидів можуть бути: CO 2 (усім відомий вуглекислий газ), P 2 O 5 - оксид фосфору(утворюється при згоранні на повітрі білого фосфору), SO 3 - триокис сірки - цю речовину використовують для отримання сірчаної кислоти.

Хімічна реакція з водою CO 2 +H 2 O=H 2 CO 3 - це речовина - вугільна кислота - одна із слабких кислот, її додають у газовану воду для "бульбашок" газу. З підвищенням температури розчинність газу у воді зменшується, а його надлишок виходить у вигляді пухирців. - реакція з лугами (підставами): CO 2 +NaOH=Na 2 CO 3 - речовина (сіль), що утворилася, широко використовується в господарстві. Її назва - кальцинована сода або пральна сода, - чудовий миючий засіб для підгорілих каструль, жиру, пригару. Голими руками працювати не рекомендую! - реакція з основними оксидами: CO 2 +MgO=MgCO 3 - сіль, що отримала - карбонат магнію - ще називається "гірка сіль".

Амфотерні оксиди- це складні хімічні речовини, що також відносяться до оксидів, які утворюють солі при хімічній взаємодії та з кислотами (або кислотними оксидами) та підставами (або основними оксидами). Найчастіше застосування слово "амфотерний" у нашому випадку відноситься до оксидам металів. прикладом амфотерних оксидівможуть бути: ZnO - окис цинку (білий порошок, що часто застосовується в медицині для виготовлення масок і кремів), Al 2 O 3 - окис алюмінію (називають ще "глиноземом").

Хімічні властивості амфотерних оксидів унікальні тим, що можуть вступати в хімічні реакції, відповідні як основами і з кислотами. Наприклад: - реакція з кислотним оксидом: ZnO+H 2 CO 3 = ZnCO 3 + H 2 O - Утворена речовина - розчин солі "карбонату цинку" у воді. - реакція з основами: ZnO+2NaOH=Na 2 ZnO 2 +H 2 O - отримана речовина - подвійна сіль натрію та цинку.

Одержання оксидіввиробляють у різний спосіб. Це може відбуватися фізичним та хімічним способами. Найпростішим способом є хімічна взаємодія простих елементів із киснем. Наприклад, результатом процесу горіння або одним із продуктів цієї хімічної реакції є оксиди. Наприклад, якщо розпечене металевий прутик, але й не тільки металевий (можна взяти цинк Zn, олово Sn, свинець Pb, мідь Cu, - помістити в колбу з киснем, то відбудеться хімічна реакція окислення заліза, яка супроводжується яскравим спалахом та іскрами. Продуктом реакції буде чорний порошок оксиду заліза FeO: 2Fe+O 2 =2FeO Повністю аналогічні хімічні реакціїз іншими металами та неметалами, Наприклад: Цинк згоряє в кисні з утворенням окислу цинку 2Zn+O 2 =2ZnO Горіння вугілля супроводжується утворенням відразу двох оксидів: чадного газу та вуглекислого газу 2C+O 2 =2CO - утворення чадного газу. C + O 2 = CO 2 - Утворення вуглекислого газу. Цей газ утворюється якщо кисню є більш ніж достатню кількість, тобто у будь-якому випадку спочатку протікає реакція з утворенням чадного газу, а потім чадний газ окислюється, перетворюючись на вуглекислий газ. Одержання оксидівможна здійснити іншим способом - шляхом хімічної реакції розкладання. Наприклад, для отримання оксиду заліза або оксиду алюмінію необхідно прожарити на вогні відповідні підстави цих металів: Fe(OH) 2 =FeO+H 2 O 2Al(OH) 3 =Al 2 O 3 +3H 2 O, а також при розкладанні окремих кислот: H 2 CO 3 =H 2 O+CO 2 - розкладання вугільної кислоти H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2 - розкладання сірчистої кислоти Одержання оксидівможна здійснити із солей металів при сильному нагріванні, наприклад: CaCO 3 =CaO+CO 2 - прожарюванням крейди отримують окис кальцію (або негашене вапно) і вуглекислий газ. Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2 - у цій реакції розкладання виходить відразу два оксиди: міді CuO (чорного кольору) і азоту NO 2 (його ще називають бурим газом через його справді бурого кольору). Ще одним способом, яким можна здійснити отримання оксидів - це окисно-відновні реакціїнаприклад Cu + 4HNO 3 (конц.) = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O S + H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O

Оксиди хлору

Відомі такі оксиди хлору: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Всі вони, за винятком Cl 2 O 7 мають жовте або помаранчеве забарвлення і не стійкі, особливо ClO 2 , Cl 2 O 6 . Усі оксиди хлоруВибухонебезпечні і є дуже сильними окислювачами. Реагуючи з водою, вони утворюють відповідні кисневмісніі хлоровмісні кислоти: Так, Cl 2 O - кислотний оксид хлорухлорнуватистої кислоти. Cl 2 O + H 2 O = 2HClO - Хлорнувата кислота ClO 2 - кислотний оксид хлорухлорнуватих і хлорнуватий кислоти, так як при хімічній реакції з водою утворює відразу дві цих кислоти: ClO 2 + H 2 O = HClO 2 + HClO 3 Cl 2 O 6 - теж кислотний оксид хлорухлорнуватий і хлорної кислот: Cl 2 O 6 + H 2 O = HClO 3 + HClO 4 І, нарешті, Cl 2 O 7 - безбарвна рідина - кислотний оксид хлорухлорної кислоти: Cl 2 O 7 + H 2 O = HClO 4

Оксиди азоту

Азот - газ, який утворює 5 різних сполук з киснем - 5 оксидів азоту. А саме: - N 2 O - геміоксид азоту. Інша його назва відома в медицині під назвою веселячий газабо закис азоту- це безбарвний солодкуватий і приємний смак на газ. - NO - моноксид азоту- безбарвний газ, що не має ні запаху ні смаку. - N 2 O 3 - азотистий ангідрид- безбарвна кристалічна речовина - NO 2 - діоксид азоту. Інша його назва - бурий газ- газ дійсно має буро-коричневий колір - N 2 O 5 - азотний ангідрид- синя рідина, що кипить при температурі 3,5 0 C

З усіх цих перерахованих сполук азоту найбільший інтерес у промисловості представляють NO - моноксид азоту та NO 2 - діоксид азоту. Моноксид азоту(NO) та закис азоту N 2 O не реагують ні з водою, ні з лугами. Азотистий ангідрид(N 2 O 3) при реакції з водою утворює слабку та нестійку азотисту кислоту HNO 2 , яка на повітрі поступово переходить у більш стійку хімічну речовину азотну кислоту. Розглянемо деякі хімічні властивості оксидів азоту: Реакція з водою: 2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2 - утворюється відразу 2 кислоти: азотна кислота HNO 3 та азотиста кислота. Реакція з лугом: 2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - утворюються дві солі: нітрат натрію NaNO 3 (або натрієва селітра) та нітрит натрію (сіль азотистої кислоти). Реакція з солями: 2NO 2 + Na 2 CO 3 = NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - утворюються дві солі: нітрат натрію і нітрит натрію, і виділяється вуглекислий газ.

Отримують діоксид азоту (NO 2) з моноксиду азоту (NO) за допомогою хімічної реакції сполуки c киснем: 2NO + O 2 = 2NO 2

Оксиди заліза

Залізоутворює два оксиду: FeO - оксид заліза(2-валентний) - порошок чорного кольору, який одержують відновленням оксиду заліза(3-валентного) чадним газом за наступною хімічною реакцією: Fe 2 O 3 +CO --> 2FeO+CO 2 Цей основний оксид, що легко вступає в реакції з кислотами. Він має відновлювальні властивості і швидко окислюється в оксид заліза(3-валентний). FeO +O 2 --> 2Fe 2 O 3 Оксид заліза(3-валентний) - червоно-бурий порошок (гематит), що має амфотерні властивості (може взаємодіяти і з кислотами і з лугами). Але кислотні властивості цього оксиду виражені настільки слабко, що найчастіше його використовують, як основний оксид. Є ще так звані змішаний оксид заліза Fe 3 O 4 . Він утворюється при горінні заліза, добре проводить електричний струмі має магнітні властивості (його називають магнітним залізняком або магнетитом). Якщо залізо згоряє, то результаті реакції горіння утворюється окалина, що складається з двох оксидів: оксиду заліза(III) та (II) валентні.