Пероксид натрия, химические свойства, получение

Основные уравнения реакций оксида бария

•    Реакция взаимодействия металлического бария и кислорода, в результате которой происходит образование оксида бария: 2Ва О2 → 2ВаО. В подобном типе реакции обеспечивается получение не только оксида, но и пероксида бария: Ва О2 → ВаО2;

•    Реакция разложения карбоната бария при условии обязательного нагревания, где получение оксида бария сопровождается выделением углекислого газа: ВаСО3 → ВаО СО2↑. Существует обратная реакция оксида бария и оксида углерода (IV) при условиях комнатной температуры;

•    Реакция разложения нитрата бария при условиях нагревания, где полученными веществами являются оксид бария, оксид азота и кислород: 2Ba(NO3)2 → 2BaO 4NO2 O2;

•    Реакция гидроксида бария и оксида серы (IV): Ва(НО)2 2SО2 → Ва(НSО3)2, где результатом взаимодействия веществ становится образование (Ва(НSО3)2).

Получение металлического бария возможно и с проведением реакции восстановления. Главное, какой оксид использовать в реакции дополнительно. Например, наиболее яркая реакция — это химическая реакция с участием оксида алюминия:

3ВаО 2Аl → 3Ва Аl2О3

Кроме этого, гарантированное получение бария обеспечивается посредством электролиза смеси хлорида бария и кальция в расплавленном состоянии.

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 CO2­P2O5 3CaCO3 → Ca3(PO4)2 3CO2­Al2O3 Na2CO3 → 2NaAlO2 CO2Cr2O3 Na2CO3 → 2NaCrO2 CO2ZnO 2KHCO3 → K2ZnO2 2CO2 H2O

SiO2 K2SO3 → K2SiO3 SO2­ZnO 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)2CO2 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 CO2CuO H2 →  Cu H2O­                     

ZnO C →  Zn CO­ZnO CO →  Zn CO2ZnO H2 →  Zn H2O­

PbO C →  Pb COPbO CО →  Pb CO2­PbO H2 →  Pb H2O

FeO C →  Fe COFeO CО →  Fe CO2­FeO H2 →  Fe H2O

Fe2O3 3C →  2Fe 3COFe2O3 3CО →  2Fe 3CO2Fe2O3 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 3CO2Al2O3 9C → Al4C3 6CO

3. Восстановление более активным металлом:

3FeO 2Al →  3Fe Al2O3Cr2O3 2Al → 2Cr Al2O3.

4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:

2P2O5 5C → 4P 5CO2SO2 C → S CO22NO C → N2 CO22N2O C → 2N2 CO2SiO2 2C → Si 2CO

Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:

2NO 2H2 → N2 2H2ON2O H2 → N2 H2O

SiO2 H2 → реакция не идет.

В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:CO 2H2 <=> CH3OH (t, p, kt)

Изотопы

Основная статья: Изотопы марганца

Марганец является моноизотопным элементом — в природе существует только один устойчивый изотоп 55Mn. Все другие изотопы марганца нестабильны и радиоактивны, они получены искусственно. Известны 25 радиоактивных изотопов марганца, имеющие массовое число А в диапазоне от 44 до 70.

Наиболее стабильными из них являются 53Mn (период полураспада T1/2 = 3,7 млн лет), 54Mn (T1/2 = 312,3 суток)

и 52Mn (T1/2 = 5,591 суток). Преобладающим каналом распада лёгких изотопов марганца (А < 55) является электронный захват (и иногда конкурирующий с ним позитронный распад) в соответствующие изотопы хрома.

У тяжёлых изотопов (А > 55) основным каналом распада является β−-распад в соответствующие изотопы железа. Известны также 7 изомеров (метастабильных возбуждённых состояний) с периодами полураспада более 100 нс.

Марганец, химические свойства, получение

Названия оксидов

Названия оксидов состоят из двух слов: 1-е – «оксид», 2-е – название элемента в родительном падеже. Например, СаО – оксид кальция.

Если оксид образован химическим элементом с переменной валентностью, то после названия элемента, нужно указать его валентность. Например: Fe2О3— оксид железа (III), FеО — оксид железа (II). Если у элемента постоянная валентность, то ее не обозначают в названии.

Некоторые оксиды имеют особые (тривиальные) названия: Н2О — вода, СО — угарный газ, СО2 — углекислый газ и др.

Если элемент образует оксиды в нескольких степенях окисления, то оксид с наименьшей валентностью – низший оксид, а с наибольшей – высший оксид. Так, оксид хрома (II) СгО – низший оксид, а оксид хрома (VI) СгO3 – высший оксид.

Часто используют и другие наименования оксидов. Например, по числу атомов кислорода (современная международная номенклатура): если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом (устаревшее — окись), если два — диоксидом (устаревшее — двуокись), если три — то триоксидом (устаревшее — триокись, трёхокись) и т. д.

Современная международная номенклатура оксидов состоит в использовании приставок по числу атомов в формульной единице оксида (моно-, ди-, три-, тетра-, пента-, гекса-, гепта-). Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3.

Про названия окись, закись и перекись смотрите в разделе «Степень окисления» (в конце статьи).

Определение методами химического анализа

Марганец принадлежит к пятой аналитической группе катионов.

Специфические реакции, используемые в аналитической химии для обнаружения катионов Mn2 , следующие:

1. Едкие щёлочи с солями марганца (II) дают белый осадок гидроксида марганца (II):

 MnSO₄ 2KOH → Mn(OH)₂↓ K₂SO₄ 

 Mn² 2OH⁻ → Mn(OH)₂↓

Осадок на воздухе меняет цвет на бурый из-за окисления кислородом воздуха.

Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют две капли раствора щёлочи. Наблюдают изменение цвета осадка.

2. Пероксид водорода в присутствии щёлочи окисляет соли марганца (II) до тёмно-бурого соединения марганца (IV):

 MnSO₄ H₂O₂ 2NaOH → MnO(OH)₂↓ Na₂SO₄ H₂O

 Mn² H₂O₂ 2OH⁻ → MnO(OH)₂↓ H₂O

Выполнение реакции. К двум каплям раствора соли марганца добавляют четыре капли раствора щёлочи и две капли раствора H2O2.

3. Диоксид свинца PbO2 в присутствии концентрированной азотной кислоты при нагревании окисляет Mn2 до MnO4− с образованием марганцевой кислоты малинового цвета:

 2MnSO₄ 5PbO₂ 6HNO₃ → 2HMnO₄ 2PbSO₄↓ 3Pb(NO₃)₂ 2H₂O

 2Mn² 5PbO₂ 4H → 2MnO₄⁻ 5Pb² 2H₂O

Эта реакция даёт отрицательный результат в присутствии восстановителей, например хлороводородной кислоты и её солей, так как они взаимодействуют с диоксидом свинца, а также с образовавшейся марганцевой кислотой. При больших количествах марганца провести эту реакцию не удаётся, так как избыток ионов Mn2 восстанавливает образующуюся марганцевую кислоту HMnO4 до MnO(OH)

2, и вместо малиновой окраски появляется бурый осадок. Вместо диоксида свинца для окисления Mn2 в MnO4− могут быть использованы другие окислители, например, персульфат аммония (NH4)2S2O8 в присутствии катализатора — ионов Ag или висмутат натрия NaBiO3:

 2MnSO₄ 5NaBiO₃ 16HNO₃ → 2HMnO₄ 5Bi(NO₃)₃  NaNO₃ 2Na₂SO₄ 7H₂O

Выполнение реакции. В пробирку вносят стеклянным шпателем немного PbO2, а затем 5 капель концентрированной азотной кислоты HNO3 и нагревают смесь на кипящей водяной бане. В нагретую смесь добавляют 1 каплю раствора сульфата марганца II MnSO4 и снова нагревают 10—15 мин, встряхивая время от времени содержимое пробирки. Дают избытку диоксида свинца осесть и наблюдают малиновую окраску образовавшейся марганцевой кислоты.

При окислении висмутатом натрия реакцию проводят следующим образом. В пробирку помещают 1—2 капли раствора сульфата марганца (II) и 4 капли 6 н. HNO3, добавляют несколько крупинок висмутата натрия и встряхивают. Наблюдают появление малиновой окраски раствора.

4. Сульфид аммония (NH4)2S осаждает из раствора солей марганца сульфид марганца II, окрашенный в телесный цвет:

 MnSO₄  (NH₄)2S → MnS↓ (NH₄)₂SO₄

 Mn² S₂⁻ → MnS↓

Осадок легко растворяется в разбавленных минеральных кислотах и даже в уксусной кислоте.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли раствора соли марганца (II) и добавляют 2 капли раствора сульфида аммония.

Особенности оксидов no2, clo2 и fe3o4

1. Диспропорционирование: оксидам NO2 и ClO2 соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO2 и хлорат и хлорит в случае ClO2:

2N 4O2 2NaOH → NaN 3O2 NaN 5O3 H2O

4NO2 2Ba(OH)2 → Ba(NO2)2 Ba(NO3)2 2H2O

2NO2   Na2CO3 →  NaNO3   NaNO2   CO2

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N 5, так как он окисляет нитрит до нитрата:

4NO2 O2 4NaOH → 4NaNO3 2H2O

4NO2 O2 2H2O → 4HNO3              (растворение в избытке кислорода)

2Cl 4O2 H2O → HCl 3O2 HCl 5O32ClO2  2NaOH → NaClO2  NaClO3  H2O 

2. Оксид железа (II,III) Fe3O4 (FeO·Fe2O3) содержит железо в двух степенях окисления: 2 и 3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:

Fe3O4 8HCl → FeCl2 2FeCl3 4H2O.

Особенности свойств оксидов азота (n2o5, no2, no, n2o)

1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями. Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах. Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H2, HI и йодиды, H2S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.

2NO2 4CO → N2 4CO22NO2 2S → N2 2SO22NO2 4Cu → N2 4CuO

N2O5 5Cu → N2 5CuO2N2O5 2KI → I2 2NO2 2KNO3N2O5 H2S → 2NO2 S H2O

2NO 2H2 → N2 2H2O2NO C → N2 CO22NO Cu → N2 2Cu2O2NO Zn → N2 ZnO2NO 2H2S → N2 2S 2H2O

N2O H2 → N2 H2O2N2O C → 2N2 CO2N2O Mg → N2 MgO

2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N2O5, так как степень окисления уже максимальная):2NO 3KClO 2KOH →  2KNO3 3KCl H2O8NO 3HClO4 4H2O →  8HNO3 3HCl14NO 6HBrO4 4H2O →  14HNO3 3Br2NO KMnO4 H2SO4 →  HNO3 K2SO4 MnSO4 H2O5N2O 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).

Применение

Барий и его соединения дают очень мощную яркость цвета при покрытии поверхности других веществ. Поэтому оксиды марганца и бария служат единицами измерения коэффициента яркости. Используется для получения зеленого цвета в пиротехнике, при декоративной отделке в составе глазурей и эмалей.

Достаточно низкая стоимость обработки и получения, высокий уровень выделения тепла дает возможность использования окисла в качестве катализатора при проведении химических реакций. В частности, данное вещество применяется для выделения чистого металла (Ва), получения гидроксида и пероксида.

Производство керамики, используемой при наиболее низких температурах (жидкий азот), происходит с участием оксида бария. В процесс синтеза включаются редкоземельные металлы и окись меди. Достаточно широк спектр применения вещества в приборостроении.

Оксид бария используется для покрытия осциллографических и телевизионных трубок, различных видов катодов, электронновакуумных изделий. Служит в качестве активной массы для мощных аккумуляторов медноокисного вида. Оксид бария является одним из основных элементов в составе стекла, которое имеет достаточно специфичное направление применения, используется для покрытия поверхности стержней из урана. Для создания оптических стекол данное вещество так же незаменимо.

Применение в металлургии

Марганец в виде ферромарганца применяется для раскисления стали при её плавке, то есть для удаления из неё кислорода. Кроме того, он связывает серу, что также улучшает свойства сталей. Введение до 12—13 % Mn в сталь (так называемая сталь Гадфильда), иногда в сочетании с другими легирующими металлами, сильно упрочняет сталь, делает её твёрдой и сопротивляющейся износу и ударам (т. н. «наклёп»).

В 1920—1940-х годах применение марганца позволяло выплавлять броневую сталь. В начале 1950-х годов в журнале «Сталь» возникла дискуссия по вопросу о возможности снижения содержания марганца в чугуне, и тем самым отказа от поддержки определённого содержания марганца в процессе мартеновской плавки, в которой вместе с В. И. Явойским и В. И.

Баптизманским принял участие Е. И. Зарвин, который на основе производственных экспериментов показал нецелесообразность существовавшей технологии. Позже он показал возможность ведения мартеновского процесса на маломарганцовистом чугуне. С пуском ЗСМК началась разработка передела низкомарганцовистых чугунов в конвертерах.

Сплав 83 % Cu, 13 % Mn и 4 % Ni (манганин) обладает высоким электросопротивлением, мало изменяющимся с изменением температуры. Поэтому его применяют для изготовления реостатов и пр.

Марганец вводят в бронзы и латуни.

Распространённость в природе

Марганец — 14-й элемент по распространённости на Земле, а после железа — второй тяжёлый металл, содержащийся в земной коре (0,03 % от общего числа атомов земной коры). Массовая доля марганца увеличивается от кислых (600 г/т) к основным породам (2,2 кг/т).

Сопутствует железу во многих его рудах, однако встречаются и самостоятельные месторождения марганца. В чиатурском месторождении (район Кутаиси) сосредоточено до 40 % марганцевых руд. Марганец, рассеянный в горных породах, вымывается водой и уносится в Мировой океан.

При этом его содержание в морской воде незначительно (10−7—10−6 %), а в глубоких местах океана его концентрация возрастает до 0,3 % вследствие окисления растворённым в воде кислородом с образованием нерастворимого в воде оксида марганца, который в гидратированной форме (MnO2·xH2O) и опускается в нижние слои океана, формируя так называемые железомарганцевые конкреции на дне, в которых количество марганца может достигать 45 % (также в них имеются примеси меди, никеля, кобальта). Такие конкреции могут стать в будущем источником марганца для промышленности.

В России является остродефицитным сырьём, известны месторождения: «Усинское» в Кемеровской области, «Полуночное» в Свердловской, «Порожинское» в Красноярском крае, «Южно-Хинганское» в Еврейской автономной области, «Рогачёво-Тайнинская» площадь и «Северо-Тайнинское» поле на Новой Земле.

С кислородом

Без нагревания бериллий и магний не реагируют ни с кислородом воздуха, ни с чистым кислородом ввиду того, что покрыты тонкими защитными пленками, состоящими соответственно из оксидов BeO и MgO. Их хранение не требует каких-либо особых способов защиты от воздуха и влаги, в отличие от щелочноземельных металлов, которые хранят под слоем инертной по отношению к ним жидкости, чаще всего керосина.

Be, Mg, Ca, Sr при горении в кислороде образуют оксиды состава MeO, а Ba – смесь оксида бария (BaO) и пероксида бария (BaO2):

2Mg O2 = 2MgO

2Ca O2 = 2CaO

2Ba O2 = 2BaO

Ba O2 = BaO2

Следует отметить, что при горении щелочноземельных металлов и магния на воздухе побочно протекает также реакция этих металлов с азотом воздуха, в результате которой, помимо соединений металлов с кислородом, образуются также нитриды c общей формулой Me3N2.

С неметаллами iv–vi групп

Все металлы IIA группы реагируют при нагревании со всеми неметаллами IV–VI групп, но в зависимости от положения металла в группе, а также активности неметаллов требуется различная степень нагрева. Поскольку бериллий является среди всех металлов IIA группы наиболее химически инертным, при проведении его реакций с неметаллами требуется существенно большая температура.

Следует отметить, что при реакции металлов с углеродом могут образовываться карбиды разной природы. Различают карбиды, относящиеся к метанидам и условно считающимися производными метана, в котором все атомы водорода замещены на металл. Они так же, как и метан, содержат углерод в степени окисления -4, и при их гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями одним из продуктов является метан.

Также существует другой тип карбидов – ацетилениды, которые содержат ион C22-, фактически являющийся фрагментом молекулы ацетилена. Карбиды типа ацетиленидов при гидролизе или взаимодействии с кислотами-неокислителями образуют ацетилен как один из продуктов реакции.

То, какой тип карбида – метанид или ацетиленид — получится при взаимодействии того или иного металла с углеродом, зависит от размера катиона металла. С ионами металлов, обладающих малым значением радиуса, образуются, как правило, метаниды, с ионами более крупного размера – ацетилениды. В случае металлов второй группы метанид получается при взаимодействии бериллия с углеродом:

Остальные металлы II А группы образуют с углеродом ацетилениды:

С кремнием металлы IIA группы образуют силициды — соединения вида Me2Si, с азотом – нитриды (Me3N2), фосфором – фосфиды (Me3P2):

Токсичность

Основная статья: Отравление марганцем

Токсическая доза для человека составляет 40 мг марганца в день. Летальная доза для человека не определена.

При пероральном поступлении марганец относится к наименее ядовитым микроэлементам. Главными признаками отравления марганцем у животных являются угнетение роста, понижение аппетита, нарушение метаболизма железа и изменение функции мозга.

Сообщений о случаях отравления марганцем у людей, вызванных приёмом пищи с высоким содержанием марганца, нет. В основном отравление людей наблюдается в случаях хронической ингаляции больших количеств марганца на производстве. Оно проявляется в виде тяжёлых нарушений психики, включая гиперраздражительность, гипермоторику и галлюцинации — «марганцевое безумие». В дальнейшем развиваются изменения в экстрапирамидной системе, подобные болезни Паркинсона.

Чтобы развилась клиническая картина хронического отравления марганцем, обычно требуется несколько лет. Она характеризуется достаточно медленным нарастанием патологических изменений в организме, вызываемых повышенным содержанием марганца в окружающей среде (в частности, распространение эндемического зоба, не связанного с дефицитом йода).

Физические свойства:

* Примечание:

— нет данных.

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя(с большинством химических элементов) и свойства восстановителя(только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами, и с неметаллами. Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

O2   2F2  →  2OF2

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремниемс образованием оксидов:

S O2 → SO2

  Si O2 → SiO2

1.3.Фосфоргорит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

4P      3O2  →   2P2O3

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

4P      5O2  →   2P2O5

1.4.С азотомкислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000оС), образуя оксид азота (II):

    N2  O2→  2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием  и алюминием кислород  также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca       O2 → 2CaO

Однако при горении натрияв кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

    2Na O2→  Na2O2

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

    K O2→  KO2

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn O2→  2ZnO

Железо, в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe O2→  2FeO

4Fe 3O2→  2Fe2O3

3Fe 2O2→  Fe3O4

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит, образуя оксид углерода (IV):

C     O2  →  CO2

 при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C     O2  →  2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды. При этом образуются оксиды:

4FeS 7O2→  2Fe2O3 4SO2

Al4C3 6O2→  2Al2O3 3CO2

Ca3P2 4O2→  3CaO P2O5

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения (сероводород, аммиак, метан, силан гидриды. При этом также образуются оксиды: 

2H2S 3O2→  2H2O 2SO2

Аммиакгорит с образованием простого вещества, азота:

4NH3 3O2→  2N2 6H2O

Аммиакокисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH3 5O2→  4NO 6H2O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора (сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS2 3O2→  CO2 2SO2

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления (оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO O2→  2CO2

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например, кислород окисляет гидроксид железа (II):

4Fe(OH)2 O2 2H2O → 4Fe(OH)3

Кислород окисляет азотистую кислоту:

2HNO2 O2 → 2HNO3

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH4 2O2→  CO2 2H2O

2CH4 3O2→  2CO 4H2O

CH4 O2→  C  2H2O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

2CH2=CH2 O2 → 2CH3=CH=O

Химические свойства а . химические реакции:

относится к основным ам.

Химические свойства а аналогичны свойствам основных ов других металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция а с бериллием:

BaO Be → Ba BeO (t  = 270 oC).

В результате реакции образуется барий и бериллия. Таким образом, барий восстанавливается из а бериллием при температуре 270 oC.

2. реакция а с алюминием:

3BaO 2Al → 3Ba Al2O3 (t  = 1200 oC),

2Al 4BaO → Ba(AlO2)2  3Ba (t  = 1100-1200 oC),

2Al 4BaO  → BaAl2O4  3Ba (t  = 1100-1200 oC).

В результате реакции в первом случае образуется барий и алюминия. Таким образом, барий восстанавливается из а алюминием при температуре 1200 oC.

Во втором и третьем случаях образуется барий и соль — алюминат .

3. реакция а с кремнием:

3BaO Si → 2Ba BaSiO3 (t  = 1200 oC).

В результате реакции образуется соль – силикат и барий.

4. реакция а с кислородом:

BaO O2 → 2BaO2 (t  = 500 oC).

В результате реакции образуется пер .

5. реакция а с водой:

BaO H2O → Ba(OH)2.

В результате реакции образуется гидр .

6. реакция а с ом цинка:

BaO ZnO → BaZnO2 (t  = 1100 oC).

В результате реакции образуется cоль – цинкат .

7. реакция а с ом титана:

BaO TiO2 → BaTiO3.

В результате реакции образуется соль – метатитанат .

8. реакция а с ом кадмия:

BaO CdO → BaCdO2 (t  = 1100 oC).

В результате реакции образуется -кадмия.

9. реакция а с ом меди:

BaO Cu2O → BaCu2O2 (t  = 500-600 oC).

В результате реакции образуется -меди.

10. реакция а с ом германия:

BaO GeO2 → BaGeO3 (t  = 1200 oC).

В результате реакции образуется соль – метагерманат .

11. реакция а с ом гафния:

BaO HfO2 → BaHfO3 (t  = 1800-2200 oC).

В результате реакции образуется  гафния-.

12. реакция а с ом марганца:

BaO MnO → BaMnO2 (t  = 1800 oC),

8BaO MnO2 → Ba8MnO10 (t  = 800 oC).

В результате реакции образуется в первом случае  -марганца, во втором —  марганца-окта.

13. реакция а с ом никеля:

BaO NiO → BaNiO2 (t  = 1200 oC).

В результате реакции образуется никеля-.

14. реакция а с ом циркония:

BaO ZrO2 → BaZrO3 (t  = 1800-2200 oC).

В результате реакции образуется циркония- (цирконат ).

15. реакция а с ом олова:

BaO SnO → BaSnO2 (t  = 1000 oC).

В результате реакции образуется олова-.

16. реакция а с ом ванадия: 

2BaО VО2 → Ba2VО4 (t = 1500-1700 oC).

В результате реакции образуется соль – тетраоксованадат .

17. реакция а с ом углерода:

BaO CO2 → BaCO3.

В результате реакции образуется соль – карбонат .

18. реакция а с ом серы:

BaO SO3 → BaSO4.

В результате реакции образуется соль – сульфат .

19. реакция а с плавиковой кислотой:

BaO 2HF → BaF2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – фторид и вода.

20. реакция а с азотной кислотой:

BaO 2HNO3 → 2Ba(NO3)2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – нитрат и вода.

21. реакция а с ортофосфорной кислотой:

3BaO 2H3PO4 → Ba3(PO4)2 3H2O.

В результате химической реакции получается соль – ортофосфат и вода.

Аналогично проходят реакции а и с другими кислотами.  

22. реакция а с бромистым водородом (бромоводородом):

BaO 2HBr → BaBr2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – бромид и вода.

23. реакция а с йодоводородом:

BaO 2HI → BaI2 H2O.

В результате химической реакции получается соль – йодид и вода.

Химические свойства оксидов

Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:

Электронное строение кислорода

Электронная конфигурация  кислорода в основном состоянии:

😯 1s²2s²2p⁴     1s   2s   2s  2p 

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.