Cao h2o признаки реакции

Оксид кальция: способы получения и химические свойства

Оксид кальция CaO — бинарное неорганическое вещество . Белый, гигроскопичный. Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при очень высоких температурах. Проявляет основные свойства.

Относительная молекулярная масса Mr = 56,08; относительная плотность для тв. и ж. состояния d = 3,35; tпл ≈ 2614º C; tкип = 2850º C.

Способ получения

1. Оксид кальция получается при разложении карбоната кальция при температуре 900 — 1200º C. В результате разложения образуется оксид кальция и углекислый газ:

2. В результате взаимодействия гидрида кальция и кислорода при температуре 300 — 400º С образуется оксид кальция и вода:

3. Оксид кальция можно получить сжиганием кальция в в кислороде при температуре выше 300º С:

2Ca + O2 = 2CaO

Химические свойства

1. Оксид кальция реагирует с простыми веществами :

Оксид кальция реагирует с углеродом (коксом) при температуре 1900 — 1950º С и образует угарный газ и карбид кальция:

CaO + 3C = CaC2 + CO

2. Оксид кальция взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Оксид кальция взаимодействует с кислотами:

2.1.1. О ксид кальция с разбавленной соляной кислотой образует хлорид кальция и воду:

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O

2.1.2. Оксид кальция вступает во взаимодействие с разбавленной плавиковой кислотой с образованием фторида кальция и воды:

CaO + 2HF = CaF2↓ + H2O

2.1.3. Оксид кальция вступает в реакцию с разбавленной фосфорной кислотой, образуя фосфат кальция и воду:

2.2. Оксид кальция реагирует с оксидами:

2.2.1. Оксид кальция при комнатной температуре реагирует с углекислым газом с образованием карбоната кальция:

CaO + CO2 = CaCO3

2.2.2. Взаимодействуя с оксидом кремния при 1100 — 1200º С оксид кальция образует силикат кальция:

CaO + SiO2 = CaSiO3

2.3. Оксид кальция взаимодействует с водой при комнатной температуре, образуя гидроксид кальция:

Источник

Оксид кальция, характеристика, свойства и получение, химические реакции

Оксид кальция, характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Оксид кальция – неорганическое вещество, имеет химическую формулу CaO.

Краткая характеристика оксида кальция:

Оксид кальция – неорганическое вещество, порошок от белого до бледно-жёлтого цвета либо бесцветные кристаллы. Не имет запаха.

Так как валентность кальция равна двум, то оксид кальция содержит один атом кислорода и один атом кальция.

Химическая формула оксида кальция CaO.

Оксид кальция в воде не растворяется, а вступает в реакцию с ней. Практически не растворяется в этаноле. Не растворяется в диэтиловом эфире.

Препарат в виде пыли и капель взвеси раздражает слизистые оболочки органов дыхания, попадая на кожу, вызывает тяжелые ожоги, особенно сильно действует на слизистую оболочку глаз.

При работе с препаратом следует применять индивидуальные средства защиты (респираторы, защитные очки, резиновые перчатки), а также соблюдать меры личной гигиены. Не допускать попадания препарата на слизистые оболочки и на кожу.

Помещения, в которых проводятся работы с препаратом, должны быть оборудованы общей приточно-вытяжной вентиляцией, а места наибольшего пыления – укрытиями с местной вытяжной вентиляцией. Испытания препарата в лабораториях следует проводить в вытяжном шкафу.

При проведении анализа окиси кальция с использованием горючего газа следует соблюдать меры противопожарной безопасности.

См. ГОСТ 8677-76 Реактивы. Кальция оксид. Технические условия (с Изменением N 1).

Читайте также:  Признак неисправности лямбда зонда

Физические свойства оксида кальция:

Наименование параметра: Значение:
Химическая формула CaO
Синонимы и названия иностранном языке calcium oxide (англ.)
известь негашеная (рус.)
кальция окись (рус.)
Тип вещества неорганическое
Внешний вид порошок от белого до бледно-жёлтого цвета либо бесцветные кристаллы, без запаха
Цвет бесцветный, от белого до бледно-жёлтого
Вкус —*
Запах не имеет
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) твердое вещество
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м 3 3370
Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см 3 3,37
Температура кипения, °C 2850
Температура плавления, °C 2570
Температура возгонки (сублимации), °C не имеет
Температура разложения, °C не имеет
Молярная масса, г/моль 56,0774

Получение оксида кальция:

Оксид кальция получается в результате следующих химических реакций:

2Сa + О2 → 2CaО (t = 300 o C).

Сa(OH)2 → СaO + H2О (t = 520-580 o C).

Химические свойства оксида кальция. Химические реакции оксида кальция:

Оксид кальция относится к основным оксидам.

1. реакция оксида кальция с хлором:

В результате реакции образуется хлорид кальция и кислород.

2. реакция оксида кальция с кремнием:

2CaO + 5Si → 2CaSi2 + SiO2 (t = 1300 o C).

3. реакция оксида кальция с углеродом:

CaО + 3С → CaС2 + СО (t = 1900-1950 o C);

2CaO + 5C → 2CaC2 + CO2 (t = 700 o C).

4. реакция оксида кальция с алюминием :

4CaО + 2Al → 2Ca + Ca(AlO2)2 (t = 1200 o C);

В результате реакции образуется кальций и соответственно алюминат кальция, оксид алюминия-кальция и алюмината трикальция.

5. реакция оксида кальция с водой:

6. реакция оксида кальция с оксидом углерода (углекислым газом):

Оксид кальция реагирует с углекислым газом (являющийся кислотным оксидом), образуя соль – карбонат кальция.

7. реакция оксида кальция с оксидом серы :

Оксид серы также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соответственно соль – в первом случае – сульфит кальция, во втором случае – сульфат кальция.

8. реакция оксида кальция с оксидом кремния:

CaО + SiО2 → CaSiО3 (t = 1100-1200 o C).

Оксид кремния также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль – силикат кальция.

9. реакция оксида кальция с оксидом фосфора :

Оксид фосфора также является кислотным оксидом. В результате реакции образуется соль соответственно: метафосфат кальция, фосфат кальция и дифосфата кальция.

Аналогично проходят реакции оксида кальция и с другими кислотными оксидами.

10. реакция оксида кальция с оксидом алюминия :

Оксид алюминия является амфотерным оксидом. Это значит, что как амфотерный оксид оксид алюминия проявляет свойства как кислотных, так и основных соединений. В результате реакции образуется соль – алюминат кальция.

11. реакция оксида кальция с оксидом марганца :

Оксид алюминия является амфотерным оксидом. Это значит, что как амфотерный оксид оксид алюминия проявляет свойства как кислотных, так и основных соединений. В результате реакции образуется соответственно: соль – манганит кальция либо оксид марганца-кальция.

Аналогично проходят реакции оксида кальция и с другими амфотерными оксидами.

12. реакция оксида кальция с оксидом свинца :

В результате реакции образуется соль – плюмбит кальция. Реакция протекает при сплавлении реакционной смеси.

Аналогично проходят реакции оксида кальция и с другими оксидами.

13. реакция оксида кальция с тетраоксидом диазота:

Реакция идет в жидком тетраоксиде диазота. В результате реакции образуются оксид азота (III) и соль – нитрат кальция.

14. реакция оксида кальция с плавиковой кислотой:

В результате химической реакции получается соль – фторид кальция и вода.

15. реакция оксида кальция с азотной кислотой:

Аналогично проходят реакции оксида кальция и с другими кислотами.

Читайте также:  Первые признаки отравления собаки догхантерами

16. реакция оксида кальция с бромистым водородом (бромоводородом):

17. реакция оксида кальция с йодоводородом:

Применение и использование оксида кальция:

Оксид кальция используется в производстве строительных материалов, в качестве пищевой добавки E-529.

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

оксид кальция реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие оксида кальция
реакции с оксидом кальция

Источник

Классификация реакций

Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.

По характеру процесса

Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:

В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:

В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:

К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:

AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.

ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».

Обратимые и необратимые реакции

Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):

Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.

Примеры необратимых реакций:

NaOH + HCl = NaCl + H2O (образуется вода)

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 (сопровождается выделением большого количества тепла)

Реакции и агрегатное состояние фаз

Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.

К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:

К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ, твердое вещество + твердое вещество. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.

Реакции и их тепловой эффект

NaOH + HCl = NaCl + H2O + 56 кДж

К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.

Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:

Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.

Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания» в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:

CaCO3 = CaO + CO2↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)

Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик») является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Читайте также:  Когда чувствуешь первые признаки беременности

Источник

Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

Общие понятия

Процесс преобразования одних веществ в другие, при этом отличающихся от исходных по своему составу и свойствам называется химической реакцией.
Это явление сопровождается разрывом старых и образованием новых связей между атомными частицами.

Многообразие взаимодействий требует от химиков их классифицирования по следующим признакам (см. Табл. 1)

Классифицирующие признаки химических реакций

Классифицирующий признак

Класс реакции

Изменяется степень окисления

Характер взаимодействия, количество и состав исходных и полученных веществ

Агрегатное состояние фаз

I. Систематизация реакций в химии неорганических веществ. Примеры

Сера здесь – окислитель (акцептор электронов).

Атом алюминия, отдав 3 электрона, изменил степень окисления с 0 до +3 и стал восстановителем (донором электронов). Это окислительная полуреакция.

Обе полуреакции составляют единый окислительно-восстановительный процесс.

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

2NaOH + CuCl2 = 2NaCl + Cu(OH)2

Частным случаем этого процесса является нейтрализация между собой кислот и оснований:

KOH + HCl = KCl + H2O

3H2 + N2 ⇆ 2NH3 – обратимая реакция,

Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 – необратимая реакция

Если этот разрыв сопровождается образованием радикалов, что присуще молекулам с неполярными и малополярными ковалентными связями, то этот процесс — гомолитическая реакция:

Cl2 свет → Cl∙ + ∙Cl

Каждая частица хлора, обладая неспаренным электроном, превращается в радикал. Реакции, связанные с разрывом сильнополярных связей и образованием заряженных частиц – ионов, являются гетеролитическими:

HBr ⇆H+ +Br –

Реакции, идущие с выделением тепловой энергии, называются экзотермическими. Практически все реакции соединения – экзотермические.

Если им ещё сопутствует световое излучение, то такая реакция носит название горение.

C + O2 = CO2 + Q, где Q – тепловой эффект.

Взаимодействие веществ с поглощением тепла эндотермическая реакция. К такому типу относятся реакции разложения:

CaCO3 → CaO + CO2 – Q

Для сведения. Уравнения, демонстрирующие тепловой эффект (Q), носят название термохимические.

В гомогенных – все исходные и полученные в ходе реакции вещества существуют в одной фазе. Например, в растворах, в газообразной среде:

NaOH(р-р) + HCl(р-р) = NaCl + H2O

Если реагенты и полученные продукты находятся в разных фазовых состояниях, то речь идёт о гетерогенном взаимодействии:

Большая группа реакций определяется участием в них особых веществ – катализаторов, т.е. соединений – ускорителей реакции.

Каталитические реакции идут только с их участием:

Некаталитические реакции в присутствии катализаторов не нуждаются:

КOH + HCl → КCl + H2O

Для сведения. Существуют также вещества, которые замедляют химические реакции – ингибиторы. В ходе реакций ни катализаторы, ни ингибиторы не расходуются и не изменяются.

II. Систематизация реакций в органической химии. Примеры

В классификации реакций органической химии есть много аналогичного неорганической химии, но есть и своеобразие.

Основные типы взаимодействий органических веществ

Например, реакция спиртов с галогеноводородными кислотами:

Гидрирование — с присоединением водорода:

Гидрогалогенирование — с присоединением галогеноводорода:

Дегидрирование – отрыв молекулы водорода:

Дегидратация – отрыв молекулы воды:

При поликонденсации составные части (функциональные группы) образующегося полимера различаются с исходным мономером.

Например, реакция получения лавсана:

Все основные подходы к классификации сведены в Таблицу 2.

Заключение

Как и многие иные научные систематизации, приведенная в статье классификация реакций в определённом смысле условна. Химики договорились разложить химические превращения по классам на основе наиболее объективных признаков.

Но на деле всё сложнее. Многим реакциям соответствуют самые разные отличительные признаки.

Например, синтез аммиака (NH3) характеризуется признаками реакции окислительно- восстановительной, экзотермической, обратимой, соединения, гетерогенной, каталитической, идущей со снижением давления в реакционной среде.

Всё это надо учитывать в технологическом регламенте. Конкретный химический процесс всегда многогранен и качественно многообразен.

Источник