Оксиды. Химические свойства и способы получения
Взаимодействие оксидов с водой
| Правило | Комментарий |
|---|---|
| Основный оксид + H 2 O → Щелочь |
Реакция идет, если образуется растворимое основание, а также Ca(OH) 2: CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 MgO + H 2 O → Реакция не идет, ак как Mg(OH) 2 нерастворим* |
| Амфотерный оксид | Амфотерные оксиды, также как и амфотерные гидроксиды, с водой не взаимодействуют |
| Кислотный оксид + H 2 O → Кислота |
Все реакции идут за исключением SiO 2 (кварц, песок): SiO 2 + H 2 O → реакция не идет |
* Источник: "Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки", стр. 143.
Взаимодействие оксидов друг с другом
1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:
Na 2 O + CaO → реакция не идет
CO 2 + SO 3 → реакция не идет
2. Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO 2 , SO 2 , о них подробнее ниже):
Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4
CaO + CO 2 → CaCO 3
Na 2 O + ZnO → Na 2 ZnO 2
Взаимодействие оксидов с кислотами
1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:
Na 2 O + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H 2 SiO 3 . Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
CuO + H 2 SiO 3 → реакция не идет.
2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:
SO 2 + 2H 2 S → 3S + 2H 2 O
SO 3 + H 2 S → SO 2 - + H 2 O
SiO 2 + 4HF(нед.) → SiF 4 + 2H 2 O
С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):
SO 2 + HNO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 + NO
Взаимодействие оксидов с основаниями
1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.
2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:
CO 2 + 2NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O
CO 2 + NaOH → NaHCO 3 (если CO 2 в избытке)
3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:
а) Реакциях с растворами щелочей:
ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (тетрагидроксобериллат натрия)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (тетрагидроксоалюминат натрия)
б) Сплавление с твердыми щелочами:
ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (цинкат натрия)
(кислота: H 2 ZnO 2)
BeO + 2NaOH → Na 2 BeO 2 + H 2 O (бериллат натрия)
(кислота: H 2 BeO 2)
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O (алюминат натрия)
(кислота: HAlO 2)
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:
SiO 2 + CaCO 3 → CaSiO 3 + CO 2 -
P 2 O 5 + 3CaCO 3 → Ca 3 (PO 4) 2 + 3CO 2 -
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2
ZnO + 2KHCO 3 → K 2 ZnO 2 + 2CO 2 + H 2 O
SiO 2 + K 2 SO 3 → K 2 SiO 3 + SO 2 -
ZnO + Na 2 SO 3 → Na 2 ZnO 2 + SO 2 -
Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:
K 2 CO 3 + SO 2 → K 2 SO 3 + CO 2 - (H 2 CO 3 слабее и менее устойчива, чем H 2 SO 3)
2. Растворенный в воде CO 2 растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):
CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2
CO 2 + H 2 O + MgCO 3 → Mg(HCO 3) 2
В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:
MgCO 3 + CO 2 (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 H 2:
CuO + C → Cu + CO-
CuO + CO → Cu + CO 2
CuO + H 2 → Cu + H 2 O-
ZnO + C → Zn + CO-
ZnO + CO → Zn + CO 2
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O-
PbO + C → Pb + CO
PbO + CО → Pb + CO 2 -
PbO + H 2 → Pb + H 2 O
FeO + C → Fe + CO
FeO + CО → Fe + CO 2 -
FeO + H 2 → Fe + H 2 O
Fe 2 O 3 + 3C → 2Fe + 3CO
Fe 2 O 3 + 3CО → 2Fe + 3CO 2
Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O-
WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:
CaO + 3C → CaC 2 + 3CO
2Al 2 O 3 + 9C → Al 4 C 3 + 6CO
3. Восстановление более активным металлом:
3FeO + 2Al → 3Fe + Al 2 O 3
Cr 2 O 3 + 2Al → 2Cr + Al 2 O 3 .
4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:
2P 2 O 5 + 5C → 4P + 5CO 2
SO 2 + C → S + CO 2
2NO + C → N 2 + CO 2
2N 2 O + C → 2N 2 + CO 2
SiO 2 + 2C → Si + 2CO
Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:
2NO + 2H 2 → N 2 + 2H 2 O
N 2 O + H 2 → N 2 + H 2 O
SiO 2 + H 2 → реакция не идет.
В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:
CO + 2H 2 <=> CH 3 OH (t, p, kt)
Особенности свойств оксидов CO 2 и SO 2
1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:
CO 2 + Al(OH) 3 → реакция не идет
2. Реагируют с углеродом:
CO 2 + C → 2CO-
SO 2 + C → S + CO 2 -
3. С сильными восстановителями SO 2 проявляет свойства окислителя:
SO 2 + 2H 2 S → 3S + 2H 2 O
SO 2 + 4HI → S + 2I 2 + 2H 2 O
SO 2 + 2C → S + CO 2
SO 2 + 2CO → S + 2CO 2 (Al 2 O 3 , 500°C)
4. Сильные окислители окисляют SO 2:
SO 2 + Cl 2 <=> SO 2 Cl 2
SO 2 + Br 2 <=> SO 2 Br 2
SO 2 + NO 2 → SO 3 + NO
SO 2 + H 2 O 2 → H 2 SO 4
5SO 2 + 2KMnO 4 +2H 2 O → 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4
SO 2 + 2KMnO 4 + 4KOH → 2K 2 MnO 4 +K 2 SO 4 + 2H 2 O
SO 2 + HNO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 + NO
6. Оксид углерода (IV) CO 2 проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:
CO 2 + 2Mg → 2MgO + C (t)
Особенности свойств оксидов азота (N 2 O 5 , NO 2 , NO, N 2 O)
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, H 2 , HI и йодиды, H 2 S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.
2NO 2 + 4CO → N 2 + 4CO 2
2NO 2 + 2S → N 2 + 2SO 2
2NO 2 + 4Cu → N 2 + 4CuO
N 2 O 5 + 5Cu → N 2 + 5CuO
2N 2 O 5 + 2KI → I 2 + 2NO 2 + 2KNO 3
N 2 O 5 + H 2 S → 2NO 2 + S + H 2 O
2NO + 2H 2 → N 2 + 2H 2 O
2NO + C → N 2 + CO 2
2NO + Cu → N 2 + 2Cu 2 O
2NO + Zn → N 2 + ZnO
2NO + 2H 2 S → N 2 + 2S + 2H 2 O
N 2 O + H 2 → N 2 + H 2 O
2N 2 O + C → 2N 2 + CO 2
N 2 O + Mg → N 2 + MgO
2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N 2 O 5 , так как степень окисления уже максимальная):
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H 2 O
8NO + 3HClO 4 + 4H 2 O → 8HNO 3 + 3HCl
14NO + 6HBrO 4 + 4H 2 O → 14HNO 3 + 3Br 2
NO + KMnO 4 + H 2 SO 4 → HNO 3 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
5N 2 O + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 10NO + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.
3. Несолеобразующие оксиды N 2 O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).
Химические свойства CO как сильного восстановителя
1. Реагирует с некоторыми неметаллами:
2CO + O 2 → 2CO 2
CO + 2H 2 <=> CH 3 OH (t, p, kt)
CO + Cl 2 <=> COCl 2 (фосген)
2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:
CO + KOH → HCOOK
CO + Na 2 O 2 → Na 2 CO 3
CO + Mg → MgO + C (t)
3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:
CO + CuO → Cu + CO 2
3CO + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3CO 2
3CO + Cr 2 O 3 → 2Cr + 3CO 2
2CO + SO 2 → S + 2CO 2 - (Al 2 O 3 , 500°C)
5CO + I 2 O 5 → I 2 + 5CO 2 -
4CO + 2NO 2 → N 2 + 4CO 2
3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.
Химические свойства SiO 2
1. Взаимодействует с активными металлами:
SiO 2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO 2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO 2 + 2Ba → 2BaO + Si
2. Взаимодействует с углеродом:
SiO 2 + 2C → Si + 2CO
(Согласно пособию "Курс самоподготовки" Каверина, SiO 2 + CO → реакция не идет)
3 С водородом SiO 2 не взаимодействует.
4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:
SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 +H 2 O
SiO 2 + CaO → CaSiO 3
SiO 2 + BaO → BaSiO 3
SiO 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 SiO 3 + CO 2
SiO 2 + CaCO 3 → CaSiO 3 + CO 2
SiO 2 + Cu(OH) 2 → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).
5. Из кислот SiO 2 взаимодействует только с плавиковой кислотой:
SiO 2 + 4HF → SiF 4 + 2H 2 O.
Свойства оксида P 2 O 5 как сильного водоотнимающего средства
HCOOH + P 2 O 5 → CO + H 3 PO 4
2HNO 3 + P 2 O 5 → N 2 O 5 + 2HPO 3
2HClO 4 + P 2 O 5 → Cl 2 O 7 + 2HPO 3 .
Термическое разложение некоторых оксидов
В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины:
Основные:
4CuO → 2Cu 2 O + O 2 (t)
2HgO → 2Hg + O 2 (t)
Кислотные:
2SO 3 → 2SO 2 + O 2 (t)
2N 2 O → 2N 2 + O 2 (t)
2N 2 O 5 → 4NO 2 + O 2 (t)
Амфотерные:
4MnO 2 → 2Mn 2 O 3 + O 2 (t)
6Fe 2 O 3 → 4Fe 3 O 4 + O 2 (t).
Особенности оксидов NO 2 , ClO 2 и Fe 3 O 4
1. Диспропорционирование: оксидам NO 2 и ClO 2 соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO 2 и хлорат и хлорит в случае ClO 2:
2N +4 O 2 + 2NaOH → NaN +3 O 2 + NaN +5 O 3 + H 2 O
4NO 2 + 2Ba(OH) 2 → Ba(NO 2) 2 + Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O
2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2
В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N +5 , так как он окисляет нитрит до нитрата:
4NO 2 + O 2 + 4NaOH → 4NaNO 3 + 2H 2 O
4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 (растворение в избытке кислорода)
2Cl +4 O 2 + H 2 O → HCl +3 O 2 + HCl +5 O 3
2ClO2
+ 2NaOH → NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O
2. Оксид железа (II,III) Fe 3 O 4 (FeO·Fe 2 O 3) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:
Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 4H 2 O.
Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород. Оксиды могут быть солеобразующими и несолеобразующими: одним из видов солеобразующих оксидов являются основные оксиды. Чем они отличаются от других видов, и каковы их химические свойства?
Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Если основным оксидам соответствуют основания, то кислотным – кислоты, а амфотерным оксидам соответствуют амфотерные образования. Амфотерными оксидами называют такие соединения, которые в зависимости от условий могут проявлять либо основные, либо кислотные свойства.
Рис. 1. Классификация оксидов.
Физические свойства оксидов очень разнообразны. Они могут быть как газами (CO 2), так и твердыми (Fe 2 O 3) или жидкими веществами (H 2 O).
При этом большинство основных оксидов является твердыми веществами различных цветов.
оксиды, в которых элементы проявляют свою высшую активность называются высшими оксидами. Порядок возрастания кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.
Химические свойства основных оксидов
Основными оксидами называются оксиды, которым соответствуют основания. Например, основным оксидам K 2 O, СaO соответствуют основания KOH, Ca(OH) 2 .
Рис. 2. Основные оксиды и соответствующие им основания.
Основные оксиды образуются типичными металлами, а также металлами переменной валентности в низшей степени окисления (например, CaO, FeO), реагируют с кислотами и кислотными оксидами, образуя при этом соли:
CaO (основной оксид)+CO 2 (кислотный оксид)=СaCO 3 (соль)
FeO (основной оксид)+H 2 SO 4 (кислота)=FeSO 4 (соль)+2H 2 O (вода)
Основные оксиды также взаимодействуют с амфотерными оксидами, в результате чего происходит образование соли, например:
С водой реагируют только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов:
BaO (основной оксид)+H 2 O (вода)=Ba(OH) 2 (основание щелочнозем. металла)
Многие основные оксиды имеют характер восстанавливаться до веществ, состоящих из атомов одного химического элемента:
3CuO+2NH 3 =3Cu+3H 2 O+N 2
При нагревании разлагаются только оксиды ртути и благородных металлов:
Рис. 3. Оксид ртути.
Список основных оксидов:
| Название оксида | Химическая формула | Свойства |
| Оксид кальция | CaO | негашенная известь, белое кристаллическое вещество |
| Оксид магния | MgO | белое вещество, малорастворимое в воде |
| Оксид бария | BaO | бесцветные кристаллы с кубической решеткой |
| Оксид меди II | CuO | вещество черного цвета практически нерастворимое в воде |
| HgO | твердое вещество красного или желто-оранжевого цвета | |
| Оксид калия | K 2 O | бесцветное или бледно-желтое вещество |
| Оксид натрия | Na 2 O | вещество, состоящее из бесцветных кристаллов |
| Оксид лития | Li 2 O | вещество, состоящее из бесцветных кристаллов, которые имеют строение кубической решетки |
В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление основных свойств оксидов
Что мы узнали?
При образовании основных оксидов одним из обязательных элементов является кислород.Основные оксиды обладают рядом физических и химических свойств, таких как взаимодействие с водой, кислотами и другими оксидами.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.6 . Всего получено оценок: 734.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Оксиды – класс неорганических соединений, представляют собой соединения химического элемента с кислородом, в которых кислород проявляет степень окисления «-2».
Исключение дифторид кислорода (OF 2), поскольку электроотрицательность фтора выше, чем у кислорода и фтор всегда проявляет степень окисления «-1».
Оксиды, в зависимости от проявляемых ими химических свойств подразделяют на два класса – солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Солеобразующие оксиды имеют внутреннюю классификацию. Среди них выделяют кислотные, основные и амфотерные оксиды.
Химические свойства несолеобразующих оксидов
Несолеобразующие оксиды не проявляют ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств, не образуют соли. К несолеобразующим оксидам относятся оксиды азота (I) и (II) (N 2 O, NO), оксид углерода (II) (CO), оксид кремния (II) SiO и др.
Несмотря на то, что несолеобразующие оксиды не способны к образованию солей при взаимодействии оксида углерода (II) с гидроксидом натрия образуется органическая соль – формиат натрия (соль муравьиной кислоты):
CO + NaOH = HCOONa.
При взаимодействии несолеобразующих оксидов с кислородом получают высшие оксиды элементов:
2CO + O 2 = 2CO 2 ;
2NO + O 2 = 2NO 2 .
Химические свойства солеобразующих оксидов
Среди солеобразующих оксидов различают основные, кислотные и амфотерные оксиды, первые из которых при взаимодействии с водой образуют основания (гидроксиды), вторые – кислоты, а третьи – проявляют свойства как кислотных, так и основных оксидов.
Основные оксиды реагируют с водой с образованием оснований:
CaO + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2 ;
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH.
При взаимодействии основных оксидов с кислотными или амфотерными оксидами получаются соли:
CaO + SiO 2 = CaSiO 3 ;
CaO + Mn 2 O 7 = Ca(MnO 4) 2 ;
CaO + Al 2 O 3 = Ca(AlO 2) 2 .
Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей и воды:
CaO + H 2 SO 4 = CaSO 4 + H 2 O;
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.
При взаимодействии основных оксидов, образованных металлами, стоящими в ряду активности после алюминия, с водородом, происходит восстановление металлов, входящих в оксида:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот:
P 2 O 5 + H 2 O = HPO 3 (метафосфорная кислота);
HPO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 (ортофосфорная кислота);
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 .
Некоторые кислотные оксиды, например, оксид кремния (IV) (SiO 2), не вступают в реакцию взаимодействия с водой, поэтому, соответствующие этим оксидам кислоты получают косвенным путем.
При взаимодействии кислотных оксидов с основными или амфотерными оксидами получаются соли:
P 2 O 5 + 3CaO = Ca 3 (PO 4) 2 ;
CO 2 + CaO = CaCO 3 ;
P 2 O 5 +Al 2 O 3 = 2AlPO 4 .
Кислотные оксиды реагируют с основаниями с образованием солей и воды:
P 2 O 5 + 6NaOH = 3Na 3 PO 4 + 3H 2 O;
Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.
Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотными и основными оксидами (см. выше), а также с кислотами и основаниями:
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O;
Al 2 O 3 + NaOH + 3H 2 O = 2Na;
ZnO + 2HCl = ZnCl 2 + H 2 O;
ZnO + 2KOH + H 2 O = K 2 4
ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2 .
Физические свойства оксидов
Большинство оксидов – твердые вещества при комнатной температуре (CuO – порошок черного цвета, CaO – белое кристаллическое вещество, Cr 2 O 3 – порошок зеленого цвета и т.д.). Некоторые оксиды представляют собой жидкости (вода – оксид водорода – бесцветная жидкость, Cl 2 O 7 – бесцветная жидкость) или газы (CO 2 – газ без цвета, NO 2 – газ бурого цвета). Строение оксидов также различно, чаще всего молекулярное или ионное.
Получение оксидов
Практически все оксиды можно получить по реакции взаимодействия конкретного элемента с кислородом, например:
2Cu + O 2 = 2CuO.
К образованию оксидов также приводит термическое разложение солей, оснований и кислот:
CaCO 3 = CaO + CO 2 ;
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O;
4HNO 3 = 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O.
Среди других способов получения оксидов выделяют обжиг бинарных соединений, например, сульфидов, окисление высших оксидов до низших, восстановление низших оксидов до высших, взаимодействие металлов с водой при высокой температуре и др.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
| Задание | При электролизе 40 моль воды выделилось 620 г кислорода. Определите выход кислорода. |
| Решение |
Выход продукта реакции определяется по формуле:
η = m pr / m theor × 100%. Практическая масса кислорода – масса, указанная в условии задачи – 620 г. Теоретическая масса продукта реакции – масса, рассчитанная по уравнению реакции. Запишем уравнение реакции разложения воды под действием электрического тока: 2H 2 O = 2H 2 + O 2 . Согласно уравнению реакции n(H 2 O):n(O 2) = 2:1, следовательно n(O 2) = 1/2×n(H 2 O) = 20 моль. Тогда, теоретическая масса кислорода будет равна: |
Оксиды
- сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых - атом кислорода в степени окисления -2
.
По способности образовывать соли оксиды делят на солеобразующие
и несолеобразующие
(СО,SiO,NO,N 2 О). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, классифицируют на основные, кислотные и амфотерные
.
Основными называются оксиды, которым соответствуют основания, кислотными - оксиды, которым отвечают кислоты. К амфотерным относятся оксиды, проявляющие химические свойства как основных, так и кислотных оксидов.
Основные оксиды образуют только элементы-металлы: щелочные (Li 2 О, Na 2 О, К 2 О, Cs 2 О, Rb 2 О), щелочноземельные (CaO, SrO, BaO, RaO) и магний (MgO), а также металлы d-семейства в степени окисления +1, +2, реже +3(Cu 2 O, CuO, Ag 2 O, СrO, FeO, MnO, СоO, NiO).
Кислотные оксиды образуют как элементы-неметаллы (СО 2 , SO 2 , NO 2 ,Р 2 O 5 , Cl 2 O 7), так и элементы-металлы, степень окисления атома металла должна быть +5 и выше(V 2 O 5 , СrO 3 , Mn 2 O 7 , MnO 3). Амфотерные оксиды образуют только элементы металлы (ZnO, AI 2 O 3 , Fe 2 O 3 , BeO, Cr 2 O 3 , PbO, SnO, MnO 2).
В обычных условиях оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях: все основные и амфотерные оксиды твердые вещества, кислотные оксиды могут быть жидкими (SO 3 ,Сl 2 O7,Mn 2 O7), газообразными (CO 2 , SO 2 , NO 2) и твердыми (P 2 O 5 , SiO 2). Некоторые имеют запах (NO 2 , SO 2), однако большинство оксидов запаха не имеют. Одни оксиды окрашены: бурый газ NO 2 , вишнево-красный CrO 3 , черные CuO и Ag 2 O, красные Cu 2 O и HgO, коричневый Fe 2 O 3 , белые SiO 2 , Аl 2 O 3 и ZnO, другие - бесцветные (H 2 O, CO 2 , SO 2).
Большинство оксидов устойчивы при нагревании; легко разлагаются при нагревании оксиды ртути и серебра. Основные и амфотерные оксиды имеют , для них характерна кристаллическая решетка ионного типа. Большинство кислотных оксидов вещества (одно из немногих исключений - оксид кремния (IV), имеющий атомную кристаллическую решетку).
Al 2 O 3 +6KOH+3H 2 O=2K 3 - гексагидроксоалюминат калия;
ZnO+2NaOH+H 2 O=Na 2 - тетрагидроксоцинкат натрия;
Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород со степенью окисления -2. При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.
В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).
Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления.
Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.
Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.
Кислотные оксиды — это оксиды, характеризующиеся кислотными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов.
Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.
Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N 2 O и SiO.
Классификация оксидов
Получение оксидов
Общие способы получения оксидов:
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом :
1.1. Окисление металлов : большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.
Например , алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:
4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий .
Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na 2 O 2 ,
2Na + O 2 → 2Na 2 O 2
Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO 2:
K + O 2 → KO 2
Примечания : металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):
4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3
4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3
Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):
3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4
1.2. Окисление простых веществ-неметаллов .
Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.
Например , фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):
4P + 5O 2(изб.) → 2P 2 O 5
4P + 3O 2(нед.) → 2P 2 O 3
Но есть некоторые исключения .
Например , сера сгорает только до оксида серы (IV):
S + O 2 → SO 2
Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:
2SO 2 + O 2 = 2SO 3
Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000 о С), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):
N 2 + O 2 = 2NO
Не окисляется кислородом фтор F 2 (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl 2 , бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).
2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.
При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.
Например , при сжигании пирита FeS 2 образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV):
4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
Сероводород горит с образованием оксида серы (IV) при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:
2H 2 S + 3O 2(изб.) → 2H 2 O + 2SO 2
2H 2 S + O 2(нед.) → 2H 2 O + 2S
А вот аммиак горит с образованием простого вещества N 2 , т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:
4NH 3 + 3O 2 →2N 2 + 6H 2 O
А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).
гидроксид → оксид + вода
Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):
H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2
H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2
NH 4 OH → NH 3 + H2O
2AgOH → Ag 2 O + H 2 O
2CuOH → Cu 2 O + H 2 O
При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:
H 2 SiO 3 → H 2 O + SiO 2
2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O
4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей .
Например , нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:
Li 2 CO 3 → H 2 O + Li 2 O
CaCO 3 → CaO + CO 2
Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:
2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2
Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье .
Химические свойства оксидов
Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.
