СО - несолеобразующий оксид. С о2


Соединение с О2 5 букв

Похожие ответы в сканвордах

Вопрос: Соединение элементов средней степени окисления с кислородом

Ответ: Окись

Вопрос: Химическое соединение

Ответ: Окись

Вопрос: Соединение элемента с атомами кислорода

Ответ: Окись

Вопрос: Соединение трехвалентного железа с кислородом

Ответ: Окись

Вопрос: Соединение химических элементов с кислородом, оксид

Ответ: Окись

Вопрос: Промежуточная степень окисления вещества (в отличие от закиси- низшей и перекиси- высшей степени окисления)

Ответ: Окись

Вопрос: Вода или песок как соединение

Ответ: Окись

Вопрос: Элемент после связи с кислородом

Ответ: Окись

Вопрос: Соединение с кислородом

Ответ: Окись

Вопрос: Другое название окисла

Ответ: Окись

Вопрос: Оксид

Ответ: Окись

Вопрос: Степень окисления вещ-ва

Ответ: Окись

Вопрос: Оксид иначе

Ответ: Окись

Вопрос: ... хрома (краска у художника)

Ответ: Окись

Вопрос: Степень окисления

Ответ: Окись

Вопрос: Угарный газ - это ... углерода

Ответ: Окись

Вопрос: Степень окисления вещества

Ответ: Окись

Вопрос: Другое название оксида

Ответ: Окись

Вопрос: Оксид по-другому

Ответ: Окись

Вопрос: Угарный газ - ... углерода

Ответ: Окись

Вопрос: ... по-другому.

Ответ: Окись

Вопрос: Кислородное соединение

Ответ: Окись

Вопрос: Угарный газ

Ответ: Окись

Вопрос: Кислород + что-то

Ответ: Окись

Вопрос: Соединение с О2

Ответ: Окись

Вопрос: СО как соединение

Ответ: Окись

Вопрос: Вода как соединение

Ответ: Окись

wordparts.ru

Классификация химических реакций - HimHelp.ru

Химические свойства веществ выявляются в разнообразных химических реакциях.

Превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения, называются химическими реакциями. Часто встречается и такое определение: химической реакцией называется процесс превращения исходных веществ (реагентов) в конечные вещества (продукты).

Химические реакции записываются посредством химических уравнений и схем, содержащих формулы исходных веществ и продуктов реакции. В химических уравнениях, в отличие от схем, число атомов каждого элемента одинаково в левой и правой частях, что отражает закон сохранения массы.

В левой части уравнения пишутся формулы исходных веществ (реагентов), в правой части — веществ, получаемых в результате протекания химической реакции (продуктов реакции, конечных веществ). Знак равенства, связывающий левую и правую часть, указывает, что общее количество атомов веществ, участвующих в реакции, остается постоянным. Это достигается расстановкой перед формулами целочисленных стехиометрических коэффициентов, показывающих количественные соотношения между реагентами и продуктами реакции.

Химические уравнения могут содержать дополнительные сведения об особенностях протекания реакции. Если химическая реакция протекает под влиянием внешних воздействий (температура, давление, излучение и т.д.), это указывается соответствующим символом, как правило, над (или «под») знаком равенства.

Огромное число химических реакций может быть сгруппировано в несколько типов реакций, которым присущи вполне определенные признаки.

В качестве классификационных признаков могут быть выбраны следующие:

1. Число и состав исходных веществ и продуктов реакции.

2. Агрегатное состояние реагентов и продуктов реакции.

3. Число фаз, в которых находятся участники реакции.

4. Природа переносимых частиц.

5. Возможность протекания реакции в прямом и обратном направлении.

6. Знак теплового эффекта разделяет все реакции на: экзотермические реакции, протекающие с экзо-эффектом — выделение энергии в форме теплоты (Q>0, ∆H <0):

С +О2 = СО2 + Q

и эндотермические реакции, протекающие с эндо-эффектом — поглощением энергии в форме теплоты (Q<0, ∆H >0):

N2 +О2 = 2NО — Q.

Такие реакции относят к термохимическим.

Рассмотрим более подробно каждый из типов реакций.

Классификация по числу и составу реагентов и конечных веществ

1. Реакции соединения

При реакциях соединения из нескольких реагирующих веществ относительно простого состава получается одно вещество более сложного состава:

A + B + C = D

Как правило, эти реакции сопровождаются выделением тепла, т.е. приводят к образованию более устойчивых и менее богатых энергией соединений.

Реакции соединения простых веществ всегда носят окислительно-восстановительный характер. Реакции соединения, протекающие между сложными веществами, могут происходить как без изменения валентности:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2,

так и относиться к числу окислительно-восстановительных:

2FеСl2 + Сl2 = 2FеСl3.

2. Реакции разложения

Реакции разложения приводят к образованию нескольких соединений из одного сложного вещества:

А = В + С + D.

Продуктами разложения сложного вещества могут быть как простые, так и сложные вещества.

Из реакций разложения, протекающих без изменения валентных состояний, следует отметить разложение кристаллогидратов, оснований, кислот и солей кислородсодержащих кислот:

to
CuSO4 5h3O = CuSO4 + 5h3O

К реакциям разложения окислительно-восстановительного характера относится разложение оксидов, кислот и солей, образованных элементами в высших степенях окисления:

to
4HNO3 = 2h3O + 4NO2O + O2O.

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,(Nh5)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4h3O.

Особенно характерны окислительно-восстановительные реакции разложения для солей азотной кислоты.

Реакции разложения в органической химии носят название крекинга:

С18h48 = С9h28 + С9h30,

или дегидрирования

C4h20 = C4H6 + 2h3.

3. Реакции замещения

При реакциях замещения обычно простое вещество взаимодействует со сложным, образуя другое простое вещество и другое сложное:

А + ВС = АВ + С.

Эти реакции в подавляющем большинстве принадлежат к окислительно-восстановительным:

2Аl + Fe2O3 = 2Fе + Аl2О3,

Zn + 2НСl = ZnСl2 + Н2,

2КВr + Сl2 = 2КСl + Вr2,

2КСlO3 + l2 = 2KlO3 + Сl2.

Примеры реакций замещения, не сопровождающихся изменением валентных состояний атомов, крайне немногочисленны. Следует отметить реакцию двуокиси кремния с солями кислородсодержащих кислот, которым отвечают газообразные или летучие ангидриды:

СаСО3+ SiO2 = СаSiO3 + СО2,

Са3(РО4)2 + ЗSiO2 = ЗСаSiO3 + Р2О5,

Иногда эти реакции рассматривают как реакции обмена:

СН4 + Сl2 = СН3Сl + НСl.

4. Реакции обмена

Реакциями обмена называют реакции между двумя соединениями, которые обмениваются между собой своими составными частями:

АВ + СD = АD + СВ.

Если при реакциях замещения протекают окислительно-восстановительные процессы, то реакции обмена всегда происходят без изменения валентного состояния атомов. Это наиболее распространенная группа реакций между сложными веществами — оксидами, основаниями, кислотами и солями:

ZnO + Н2SО4 = ZnSО4 + Н2О,

AgNО3 + КВr = АgВr + КNО3,

СrСl3 + ЗNаОН = Сr(ОН)3 + ЗNаСl.

Частный случай этих реакций обмена — реакции нейтрализации:

НСl + КОН = КСl + Н2О.

Обычно эти реакции подчиняются законам химического равновесия и протекают в том направлении, где хотя бы одно из веществ удаляется из сферы реакции в виде газообразного, летучего вещества, осадка или малодиссоциирующего (для растворов) соединения:

NаНСО3 + НСl = NаСl + Н2О + СО2↑,

Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО3↓ + 2Н2О,

СН3СООNа + Н3РО4 = СН3СООН + NаН2РО4.

5. Реакции переноса.

При реакциях переноса атом или группа атомов переходит от одной структурной единицы к другой:

АВ + ВС = А + В2С,

А2В + 2СВ2 = АСВ2 +АСВ3.

Например:

2AgCl + SnCl2 = 2Ag + SnCl4,

h3O + 2NO2 = HNO2 + HNO3.

Классификация реакций по фазовым признакам

В зависимости от агрегатного состояния реагирующих веществ различают следующие реакции:

1. Газовые реакции

2. Реакции в растворах

NaОН(р-р) + НСl(p-p) = NaСl(p-p) + Н2О(ж)

3. Реакции между твердыми веществами

to
СаО(тв) +SiO2(тв) = СаSiO3(тв)

Классификация реакций по числу фаз.

Под фазой понимают совокупность однородных частей системы с одинаковыми физическими и химическими свойствами и отделенных друг от друга поверхностью раздела.

Все многообразие реакций с этой точки зрения можно разделить на два класса:

1.Гомогенные (однофазные) реакции. К ним относят реакции, протекающие в газовой фазе, и целый ряд реакций, протекающих в растворах .

2.Гетерогенные (многофазные) реакции. К ним относят реакции, в которых реагенты и продукты реакции находятся в разных фазах. Например:

газожидкофазные реакции

CO2(г) + NaOH(p-p) = NaHCO3(p-p).

газотвердофазные реакции

СO2(г) + СаО(тв) = СаСO3(тв).

жидкотвердофазные реакции

Na2SO4(р-р) + ВаСl3(р-р) = ВаSО4(тв)↓ + 2NaСl(p-p).

жидкогазотвердофазные реакции

Са(НСО3)2(р-р) + Н2SО4(р-р) = СО2(r)↑ +Н2О(ж) + СаSО4(тв)↓.

Классификация реакций по типу переносимых частиц

1. Протолитические реакции.

К протолитическим реакциям относят химические процессы, суть которых заключается в переносе протона от одних реагирующих веществ к другим.

В основе этой классификации лежит протолитическая теория кислот и оснований, в соответствии с которой кислотой считают любое вещество, отдающее протон, а основанием — вещество, способное присоединять протон, например:

Ch4COOH  + h3O = Ch4COO— + h4O+
кислотаI основаниеI основаниеI кислотаII

 

Nh4 + h3O = Nh5+ + OH—
основаниеI кислотаII кислотаII основаниеII

К протолитическим реакциям относят реакции нейтрализации и гидролиза.

2. Окислительно-восстановительные реакции.

К таковым относят реакции, в которых реагирующие вещества обмениваются электронами, изменяя при этом степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:

Zn + 2H+ → Zn2+ + h3↑,

FeS2 + 8HNO3(конц) = Fe(NO3)3 + 5NO↑ + 2h3SO4 + 2h3O,

Подавляющее большинство химических реакций относятся к окислительно-восстановительным, они играют исключительно важную роль.

3. Лиганднообменные реакции.

К таковым относят реакции, в ходе которых происходит перенос электронной пары с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Например:

Cu(NO3)2 + 4Nh4 = [Cu(Nh4)4](NO3)2,

Fe + 5CO = [Fe(CO)5],

Al(OH)3 + NaOH = [NaAl(OH)4].

Характерной особенностью лиганднообменных реакций является то, что образование новых соединений, называемых комплексными, происходит без изменения степени окисления.

4. Реакции атомно-молекулярного обмена.

К данному типу реакций относятся многие из изучаемых в органической химии реакций замещения, протекающие по радикальному, электрофильному или нуклеофильному механизму.

Обратимые и необратимые химические реакции

Обратимыми называют такие химические процессы, продукты которых способны реагировать друг с другом в тех же условиях, в которых они получены, с образованием исходных веществ.

Для обратимых реакций уравнение принято записывать следующим образом:

А + В  АВ.

Две противоположно направленные стрелки указывают на то, что при одних и тех же условиях одновременно протекает как прямая, так и обратная реакция, например:

СН3СООН + С2Н5ОН  СН3СООС2Н5 + Н2О.

Необратимыми называют такие химические процессы, продукты которых не способны реагировать друг с другом с образованием исходных веществ. Примерами необратимых реакций может служить разложение бертолетовой соли при нагревании:

2КСlО3 → 2КСl + ЗО2↑,

или окисление глюкозы кислородом воздуха:

С6Н12О6 + 6О2 → 6СО2 + 6Н2О.

www.himhelp.ru

Кислородные соединения углерода

Монооксид углерода

СО - оксид углерода (II), угарный газ. В молекуле СО существует тройная связь. Две из трех связей образованы по обменному механизму, а одна - по донорно-акцепторному.

Это самая прочная из всех двухатомных молекул (энергия связи 1069 кДж/моль), поэтому СО является химически малоактивным веществом.

Наличие неподеленных электронных пар у атомов углерода и кислорода обусловливает возможность образования прочных комплексных соединений с d-элементами

Физические свойства

При обычной температуре СО - бесцветный газ, без запаха, очень плохо растворяется в воде, лучше - в спирте.

Монооксид углерода - ядовитый газ, разрушает комплекс гемоглобина с кислородом.

Способы получения

1. Промышленные:

С + h3O → CO + Н2

СН4 + Н2О → СО + ЗН2

СН4 + СО2 → 2СО + 2Н2 В качестве катализаторов используют Ni, MgO, Al2О3.

2СН4 + 3О2 → 2СО + 4Н2О

2С + О2 = 2СО (горение угля в недостатке О2)

2. Лабораторные:

HCOOH → CО + Н2О

Н2С2O4 → CО + CО2+ Н2О

Химические свойства

При обычных условиях не реагирует с водой, кислотами, щелочами, поэтому относится к типу несо леобразующих оксидов. Однако формально его можно рассматривать как ангидрид муравьиной кислоты. Основанием для этого является его образование при дегидратации НСООН (см. выше), а также получение формиата натрия при пропускании СО через концентрированный раствор NaOH под высоким давлением:

СО + NaOH → HCOONa формиат натрия

1. Взаимодействие с кислородом и галогенами:

2СО + О2 = 2СО2

СО + Cl2 = COCl2 фосген

2. Восстановление металлов из их оксидов (реакции осуществляются при Т - 300—1500°С):

2СО + SnО2 → Sn + 2СО2

4СО + Fe3O4 → 3Fe + 4CО2

3. Восстановление водорода из воды:

СО + Н2О = Н2 + CО2

Эта реакция в присутствии катализаторов, содержащих Pt или Pd, происходит при обычной температуре, что используется для удаления СО из выхлопных газов автомобилей.

4. Восстановление некоторых благородных металлов из солей (при комнатной Т):

СО + PdCl2 + Н2О = Pd↓ + СО2↑ + 2HCl

1. Синтез метанола СО + 2Н2 → СН3ОН

2. Синтез метана и его гомологов: СО + 3Н2 → CН4 + Н2О

nCO + (2n + 1)h3 → СnН2n + nН2O

Молекулы СО довольно легко присоединяются к атомам некоторых d-металлов. В образовании донорно-акцепторных связей участвуют неподеленные электронные пары атомов углерода в молекулах СО и свободные орбитали атомов металлов:

4СО + Ni = [Ni(CO)4] тетракарбонил никеля

5СО + Fe = [Fe(CO)5] пентакарбонил железа

СО связывается с ионами Fe2+ в гемоглобине (НЬ) подобно О2. Сродство НЬ человека к СО более чем в 200 раз превышает сродство к О2, поэтому СО способен вытеснять О2 из оксигемоглобина НЬО2:

НЬО2 + СО → НbСО + О2

Этим и объясняется высокая токсичность угарного газа.

Диоксид углерода

СО2 - оксид углерода (IV), углекислый газ, угольный ангидрид, диоксид углерода. В молекуле СО2 атом углерода связан полярными ковалентными связями с двумя атомами кислорода: O=С=O. Молекула имеет симметричное линейное строение, вследствие чего в целом неполярна (дипольный момент равен O).

Физические свойства

При обычных условиях СО2 - бесцветный негорючий газ, значительно тяжелее воздуха, со слабым кисловатым запахом и вкусом Уже при комнатной температуре под давлением сжижается, а при более низкой температуре превращается в твердую снегообразную массу («сухой лед»). О растворении в воде - см. ниже.

Способы получения

1. Разложение карбонатов и гидрокарбонатов:

СаСО3 → СаО + CО2↑

2NaHCО3 = Na2CО3 + CО2↑ + Н2O

2. Сжигание угля и других видов топлива:

СxНy + О2 → СО2 + Н2O

3. Действие сильных кислот на карбонаты и гидрокарбонаты:

MgCО3 + 2HCl = MgCl2 + Н2O + CО2↑

4. Спиртовое брожение глюкозы:

С6Н12O6 → 2СО2↑ + 2С2Н5ОН

Химические свойства

Химически диоксид углерода - довольно инертное вещество. Основной тип взаимодействия СО2 связан с проявлением свойств кислотного оксида.

1. Взаимодействие с водой.

При растворении углекислого газа в воде небольшая часть его молекул (менее 1 %) соединяется с молекулами Н20, образуя очень слабую угольную кислоту:

СО2 + Н2O = Н2СО3

2. Взаимодействие со щелочами и основными оксидами.

СО2 + 2NaOH = Na2CО3 карбонат натрия

СО2 + NaOH = NaHCО3 гидрокарбонат натрия

СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3↓ + Н2O

Эта реакция используется как качественная для обнаружения СО2↑.

3. Взаимодействие с водными растворами солей, образованных очень слабыми кислотами (слабее угольной):

Na2SiО3 + СО2 + Н2O = h3SiО3↓ + Na2CО3

С6Н5ОК + СО2 + Н2O = С6Н5ОН + КНСО3

СО2 - биохимически активное вещество. В листьях растений на свету из СО2 и Н2O образуются углеводы и кислород:

nСО2 + mН2O → Сn(Н2O)m + nО2

При высокой температуре диоксид углерода реагирует с очень активными металлами, а также с другими сильными восстановителями (С, Н2, Nh4). Примеры реакций:

СО2 + 2Мg = 2МgО + С

СО2 + С = 2СО

СО2 + ЗН2 → СН3ОН + Н2O

а) Синтез мочевины (карбамида):

СО2 + 2Nh4 → CO(Nh3)2 + Н2O

б) Получение питьевой соды по методу Сольвэ:

NaCl + Nh4 + СО2 + Н2O = NaHCO3 + Nh5Cl

Угольная кислота и карбонаты

Растворимость угольного ангидрида в воде при обычных условиях сравнительно невелика (в 1 л воды - 1 л СО2), при этом только очень небольшая его часть (менее 1 %) соединяется с водой, образуя непрочную угольную кислоту:

СО2 + Н2O → Н2СО3

Будучи 2-основной кислотой, Н2СО3 диссоциирует ступенчато с образованием гидрокарбонат- и карбонат-анионов:

Н2СО3 → Н+ + НСО3-

НСО3- → Н+ + СО32-

Угольная кислота существует только в водных растворах, где количество ее молекул и анионов в сотни раз меньше, чем количество растворенных молекул СО2.

Н2СО3 как индивидуальное вещество не имеет никакого значения, но ее соли очень устойчивы и весьма распространены.

Карбонаты

Растворимыми в воде солями являются карбонаты щелочных металлов и аммония. Вследствие высокой степени гидролиза их водные растворы имеют сильнощелочную реакцию и в целом ряде случаев ведут себя как основания средней силы.

Na2СО3 + Н2O = NaOH + NaHСО3

СО32- + Н2O = ОН- + НСО3-

Химические свойства

Карбонаты щелочных Me при нагревании до т. пл. (~ 800 - 1000°С) не разлагаются. Все остальные карбонаты разлагаются, не достигнув т. пл., образуя углекислый газ и соответствующий оксид МеО. Термическое разложение СаСО3 широко используется для получения негашеной извести и СО2:

СаСО3 = СаО + СО2↑

При температуре от 700 до 900"С эта реакция обратима, ее равновесие смещают путем изменения давления СО2. Особенно легко разлагается карбонат аммония:

(Nh5)2CО3 = 2Nh4↑ + СО2↑ + Н2O

Почти все кислоты, даже такие слабые, как уксусная, легко разлагают карбонаты, вытесняя из них угольную кислоту в виде СО2 и Н2O:

Na2CО3 + 2HCl = 2NaCl + Н2O + CО2↑

СаСО3 + 2HNO3 = Са(NO3)2 + Н2O + CО2↑

(Nh5)2CО3 + 2СН3СООН = 2Ch4COONh5 + CО2 + Н2O

При пропускании СО2 в растворы карбонатов или при постепенном добавлении к ним кислот происходит образование кислых солей - гидрокарбонатов:

Na2C3 + СО2 + Н2O = 2NaHC3

Na2C3 + HCI = NaHCO3 + NaCl

В природе происходит медленное растворение известняков под действием атмосферных осадков и СО2:

СаСО3 + Н2O + СО2 = Са(НСO3)2

Катионы Nh5+, щелочных и щелочноземельных Me, а также некоторые другие 2-зарядные катионы образуют с анионами НСО3- соли - гидрокарбонаты. Все они легко растворяются в воде, за исключением NaHCО3.

При кипячении растворов гидрокарбонатов происходит их превращение в карбонаты или гидроксиды металлов с отщеплением СО2:

Са(НСО3)2 = СаСО3↓ + Н2O + СО2↑

Mg(HCО3)2 = Мg(ОН)2↓ + Н2O + 2СО2↑

Водные растворы гидрокарбонатов также имеют щелочную среду вследствие гидролиза, но рН значительно меньше, чем у растворов карбонатов. Гидролиз аниона НСО3- протекает по схеме:

НСО3- + Н2O → ОН- + Н2СО3

Сода - один из главных продуктов неорганического синтеза. В промышленности ее получают ам миачно-хлоридным способом, основанном на малой растворимости NaHCО3 в воде (метод Сольвэ):

Nh4 + CО2 + Н2O = Nh5HCО3

Nh5HCО3 + NaCl = NaHCО3 + Nh5Cl

Nh4 + CО2 + Н2O + NaCI = NaHCО3 + Nh5Cl

При прокаливании NaHCО3 разлагается с образованием Na2CО3, СО2 и воды.

Качественная реакция на карбонат - анионы

1. Распознавание карбонатов в виде твердых веществ производится с помощью HCl или h3SО4 (разбавленных растворов) Выделяющийся при их взаимодействии СО2 определяют по помутнению известковой воды:

СО32- + 2Н+ = СО2↑ + Н2O

СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3↓ + Н2O

При избытке СО2 помутнение исчезает и раствор вновь становится прозрачным:

СаСО3 + Н2O + СО2 = Са(НСО3)2

2. Распознавание карбонат-анионов в растворе можно осуществить введением катионов Са2+ , что приводит к выпадению в осадок нерастворимого СаСО3.

Исторические и технические названия некоторых карбонатов

Na2CО3•10Н2O - Кристаллическая сода

Na2CО3 - Кальцинированная сода

NaHCО3 - Питьевая сода

К2СО3 - Поташ

СаСО3 - Кальцит, известняк, мел, мрамор

MgCО3 - Магнезит

СаСО3•МgСО3 - Доломит

(СиОН)2СО3 - Малахит, основной карбонат меди

FeCО3 - Шпатовый железняк

examchemistry.com