Решебник по химии 8 класс Габриелян §23

Оксиды можно разделить на следующие группы исходя из химических свойств. Основные оксиды — оксиды металлов, которые взаимодействуют с кислотами и образуют соли и воду (например, CaO, Na₂O). Кислотные оксиды — оксиды неметаллов, взаимодействующие с основаниями и образующие соли и воду (например, SO₂, P₂O₅). Амфотерные оксиды — оксиды, проявляющие свойства и кислотных, и основных оксидов (например, ZnO, Al₂O₃). Несолеобразующие оксиды — это оксиды, которые не вступают в реакции с кислотами и основаниями и не образуют солей (например, CO, NO).

Помимо взаимодействия с водой и кислотами, оксиды металлов также способны вступать в реакции с кислотными оксидами, образуя соли (например, CaO + SiO₂ → CaSiO₃). Некоторые оксиды металлов могут восстанавливаться до свободных металлов с помощью водорода, углерода или других восстановителей. Например, оксид меди(II) может восстанавливаться до металлической меди: CuO + H₂ → Cu + H₂O. Амфотерные оксиды металлов проявляют свойства взаимодействия и с кислотами, и с основаниями, образуя соответствующие соли. Например, ZnO взаимодействует с кислотой и щелочью: ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O и ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O.

При выполнении опыта наблюдается окрашивание раствора в малиновый (розово-малиновый) цвет. Это происходит потому, что оксид кальция (негашёная известь) взаимодействует с водой с образованием гидроксида кальция Ca(OH)₂, который представляет собой основание (щёлочь). Фенолфталеин — индикатор, который приобретает малиновый цвет в щелочной среде. Реакция протекает по уравнению: CaO + H₂O → Ca(OH)₂.

При выполнении опыта наблюдается помутнение известковой воды, вызванное образованием осадка карбоната кальция CaCO₃. Это доказывает наличие углекислого газа (CO₂) в выдыхаемом воздухе, так как углекислый газ вступает в реакцию с гидроксидом кальция (известковой водой). Реакция протекает по уравнению: Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O.

Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых — кислород. Оксиды делятся на две основные группы: основные и кислотные. Основные оксиды образованы металлами и реагируют с кислотами с образованием солей и воды (MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O). Кислотные оксиды образованы неметаллами и реагируют с основаниями с образованием солей и воды (CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + H₂O). Сходство этих двух групп заключается в том, что и те и другие могут взаимодействовать друг с другом, образуя соли. Различие же состоит в том, что основные оксиды реагируют с кислотами, а кислотные — с основаниями.

К основным оксидам и их гидроксидам относятся, например: оксид кальция CaO, которому соответствует гидроксид кальция Ca(OH)₂; оксид натрия Na₂O, которому соответствует гидроксид натрия NaOH. Примеры кислотных оксидов и соответствующих им кислот: оксид серы(VI) SO₃ и серная кислота H₂SO₄; оксид фосфора(V) P₂O₅ и фосфорная кислота H₃PO₄.

Оксиды получают несколькими способами. Один из способов — взаимодействие простых веществ с кислородом, например: 2Mg + O₂ → 2MgO, S + O₂ → SO₂. Другой способ — взаимодействие сложных веществ с кислородом, например горение метана: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O. Третий способ — разложение гидроксидов (нерастворимых оснований) и кислородсодержащих кислот или солей при нагревании, например: Fe(OH)₂ → FeO + H₂O, CaCO₃ → CaO + CO₂.

а) Оксид серы(VI): SO₃;

б) Оксид марганца(VII): Mn₂O₇;

в) Оксид железа(III): Fe₂O₃;

г) Оксид свинца(IV): PbO₂;

д) Оксид хлора(VII): Cl₂O₇.

а) Ca + O₂ → 2CaO;

CaO + H₂O → Ca(OH)₂;

Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂O.

б) 2Cu + O₂ → 2CuO;

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O;

CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄;

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O (при нагревании);

CuO + H₂ → Cu + H₂O (при нагревании в токе водорода).

в) 4P + 5O₂ → 2P₂O₅;

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄;

H₃PO₄ + 3KOH → K₃PO₄ + 3H₂O.

г) Si + O₂ → SiO₂;

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O;

Na₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓ + 2NaCl;

H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O (при нагревании).

Записываем уравнение реакции: CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O.

Находим массу чистого вещества (HCl): m(HCl) = 730 г × 0,2 = 146 г.

Рассчитаем количество вещества соляной кислоты: n(HCl) = m/M = 146 г : 36,5 г/моль ≈ 4 моль.

Согласно уравнению реакции, 2 моль HCl реагируют с 1 моль CaCO₃, значит, для 4 моль HCl потребуется 2 моль CaCO₃.

Количество вещества CaCO₃ равно 2 моль. Объём выделяющегося CO₂ также будет равен количеству вещества CaCO₃, то есть 2 моль.

Объём CO₂ при нормальных условиях: V(CO₂) = 2 моль × 22,4 л/моль = 44,8 л.

Ответ: объём углекислого газа — 44,8 л, количество карбоната кальция — 2 моль.

Оксид кальция (CaO), известный в быту как негашёная известь, является одним из наиболее распространённых и широко применяемых оксидов металлов. Это твёрдое вещество белого цвета, имеющее кристаллическую структуру и хорошо поглощающее воду, превращаясь при этом в гидроксид кальция (гашёную известь). Реакция взаимодействия CaO с водой сопровождается интенсивным выделением тепла, поэтому её относят к экзотермическим. Именно это свойство используется для получения гашёной извести.

Оксид кальция обладает выраженными основными свойствами, что проявляется в его способности вступать в реакцию с кислотами и кислотными оксидами. Например, реакция CaO с углекислым газом (CO₂) приводит к образованию карбоната кальция (CaCO₃), который применяется в строительстве и производстве бумаги. Также CaO легко вступает в реакцию с оксидом кремния (SiO₂), что используется при производстве строительных материалов, таких как цемент и бетон.

Кроме того, негашёная известь широко применяется в сельском хозяйстве для нейтрализации кислых почв, что повышает их плодородность и способствует росту сельскохозяйственных культур. В металлургической промышленности CaO используется для удаления вредных примесей, таких как сера и фосфор, в процессе выплавки металлов.

Оксид кальция также применяется в пищевой промышленности в качестве осушителя и консерванта. Он активно поглощает влагу, предотвращая порчу продуктов питания. В химической промышленности CaO используется в качестве исходного сырья для получения многих других соединений кальция.

Выбор этого оксида обусловлен его универсальностью, доступностью, простотой получения и разнообразием областей применения, что делает его важным веществом в промышленности, строительстве, сельском хозяйстве и быту.