Основные оксиды которым соответствуют щелочи. Классификация, получение и свойства оксидов
Оксиды - это бинарные соединения элемента с кислородом, находящимся в степени окисления (-2). Оксиды являются характеристическими соединениями для химических элементов . Неслучайно Д.И. Менделеев при составлении периодической таблицы ориентировался на стехиометрию высшего оксида и объединял в одну группу элементы с одинаковой формулой высшего оксида. Высший оксид - это оксид, в котором элемент присоединил максимально возможное для него количество кислородных атомов. В высшем оксиде элемент находится в своей максимальной (высшей) степени окисления. Так, высшие оксиды элементов VI группы, как неметаллов S, Se, Te, так и металлов Cr, Mo, W, описываются одинаковой формулой ЭО 3 . Все элементы группы проявляют наибольшее сходство именно в высшей степени окисления. Так, например, все высшие оксиды элементов VI группы - кислотные.
Оксиды - это самые распространенные соединения в металлургических технологиях .
Многие металлы находятся в земной коре в виде оксидов . Из природных оксидов получают такие важные металлы, как Fe, Mn, Sn, Cr.
В таблице приведены примеры природных оксидов, используемых для получения металлов.
Ме | Оксид | Минерал |
Fe | Fe 2 O 3 и Fe 3 O 4 | Гематит и магнетит |
Mn | MnO 2 | пиролюзит |
Cr | FeO . Cr 2 O 3 | хромит |
Ti | TiO 2 и FeO . TiO 2 | Рутил и ильменит |
Sn | SnO 2 | Касситерит |
2ZnS + 3O 2 = 2 ZnO + 2SO 2
Природные гидроксиды и карбонаты подвергают термическому разложению, приводящему к образованию оксида.
2MeOOH = Me 2 O 3 + H 2 O
MeCO 3 = MeO + CO 2
Кроме того, поскольку металлы, находясь в окружающей среде, окисляются кислородом воздуха, а при высоких температурах, характерных для многих металлургических производств, окисление металлов усиливается, необходимы знания о свойствах получаемых оксидов.
Приведенные выше причины объясняют, почему при обсуждении химии металлов оксидам уделяется особое внимание.
Среди химических элементов металлов - 85, и многие металлы имеют не по одному оксиду, поэтому класс оксидов включает огромное количество соединений, и эта многочисленность делает обзор их свойств непростой задачей. Тем не менее, постарается выявить:
- общие свойства, присущие всем оксидам металлов,
- закономерности в изменениях их свойств,
- выявим химические свойства оксидов, наиболее широко используемых в металлургии,
- приведем некоторые из важных физических характеристик оксидов металлов.
Оксиды металлов различаются стехиометрическим соотношением атомов металла и кислорода . Эти стехиометрические соотношения определяют степень окисления металла в оксиде.
В таблице приведены стехиометрические формулы оксидов металлов в зависимости от степени окисления металла и указано, какие именно металлы способны образовывать оксиды данного стехиометрического типа.
Помимо таких оксидов, которые в общем случае могут быть описаны формулой МеО Х/2 , где Х - это степень окисления металла, существуют также оксиды, содержащие металл в разных степенях окисления, например, Fe 3 O 4 , а также, так называемые, смешанные оксиды, например, FeO . Cr 2 O 3 .
Не все оксиды металлов имеют постоянный состав, известны оксиды переменного состава, например, TiOx, где x = 0,88 - 1,20; FeOx, где x = 1,04 - 1,12 и др.
Оксиды s-металлов имеют только по одному оксиду. Металлы p- и d- блоков, как правило, имеют несколько оксидов, исключение Al, Ga, In и d-элементы 3 и 12 групп.
Оксиды типа MeO и Ме 2 О 3 образуют почти все d-металлы 4 периода . Для большинства d-металлов 5 и 6 периодов характерны оксиды, в которых металл, находится в высоких степенях окисления ³ 4 . Оксиды типа МеО, образуют только Cd, Hg и Pd; типа Me 2 O 3 , помимо Y и La, образуют Au, Rh; серебро и золото образуют оксиды типа Ме 2 O.
Стехиометрические типы оксидов металлов
Степень окисления | Тип оксида | Металлы, образующие оксид |
+1 | Me 2 O | Металлы 1 и 11 групп |
+2 | MeO | Все d -металлы 4 периода (кроме Sc), все металлы 2 и 12 групп , а также Sn, Pb; Cd, Hg и Pd |
+3 | Me 2 O 3 | Почти все d -металлы 4 периода (кроме Cu и Zn), все металлы 3 и 13 групп , Au, Rh |
+4 | MeO 2 | Металлы 4 и 14 групп и многие другие d-металлы: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, Pt |
+5 | Me 2 O 5 | Металлы 5 и 1 5 групп |
+6 | MeO 3 | Металлы 6 группы |
+7 | Me 2 O 7 | Металлы 7 группы |
+8 | MeO 4 | Os и Ru |
Структура оксидов
Подавляющее большинство оксидов металлов при обычных условиях - это твердые кристаллические вещества. Исключение - кислотный оксид Mn 2 O 7 (это жидкость темно-зеленого цвета). Лишь очень немногие кристаллы кислотных оксидов металлов имеют молекулярную структуру, это кислотные оксиды с металлом в очень высокой степени окисления: RuO 4 , OsO4, Mn 2 O 7 , Tc 2 O 7 , Re 2 O 7 .
В самом общем виде структуру многих кристаллических оксидов металлов можно представить как регулярное трехмерное расположение кислородных атомов в пространстве, в пустотах между кислородными атомами находятся атомы металлов. Поскольку кислород - это очень электроотрицательный элемент, он перетягивает часть валентных электронов от атома металла, преобразуя его в катион, а сам кислород переходит в анионную форму и увеличивается в размерах за счет присоединения чужих электронов. Крупные кислородные анионы образуют кристаллическую решетку, а в пустотах между ними размещаются катионы металлов. Только в оксидах металлов, находящихся в небольшой степени окисления и отличающихся небольшим значение электроотрицательности, связь в оксидах можно рассматривать как ионную. Практически ионными являются оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. В большинстве оксидов металлов химическая связь оказывается промежуточной между ионной и ковалентной . С повышением степени окисления металла вклад ковалентной составляющей возрастает.
Кристаллические структуры оксидов металлов
Координационные числа металлов в оксидах
Металл в оксидах характеризуется не только степенью окисления, но и координационным числом , указывающим, какое количество кислородных атомов он координирует .
Очень распространенным в оксидах металлов является координационное число 6, в этом случае катион металла находится в центре октаэдра, образованного шестью кислородными атомами. Октаэдры так упаковываются в кристаллическую решетку, чтобы выдерживалось стехиометрическое соотношение атомов металла и кислорода. Так в кристаллической решетке оксида кальция, координационное число кальция равно 6. Кислородные октаэдры с катионом Ca 2+ в центре так объединяются между собой, что каждый кислород оказывается в окружении шести атомов кальция, т.е. кислород принадлежит одновременно 6 атомам кальция. Говорят, что такой кристалл имеет координацию (6, 6). Первым указывается координационное число катиона, а вторым аниона. Таким образом формулу оксида СаО следовало бы записать
СаО 6/6 ≡ СаО.
В оксиде TiO 2 металл также находится в октаэдрическом окружении кислородных атомов, часть кислородных атомов соединяется противоположными ребрами, а часть вершинами. В кристалле рутила TiO 2 координация (6, 3) означает, что кислород принадлежит трем атомам титана. Атомы титана образуют в кристаллической решетке рутила прямоугольный параллепипед.
Кристаллические структуры оксидов достаточно разнообразны. Металлы могут находиться не только в октаэдрическом окружении из кислородных атомов, но и в тетраэдрическом окружении, например в оксиде BeO ≡ BeO 4|4 . В оксиде PbO, также имеющем координацию кристалла (4,4), свинец оказывается в вершине тетрагональной призмы, в основании которой находятся атомы кислорода.
Атомы металла могут находиться в разном окружении кислородных атомов, например в октаэдрических и в тетраэдрических пустотах, и металл при этом оказывается в разных степенях окисления , как например, в магнетите Fe 3 O 4 ≡ FeO . Fe 2 O 3 .
Дефекты в кристаллических решетках объясняют непостоянство состава некоторых оксидов.
Представление о пространственных структурах позволяет понять причины образования смешанных оксидов. В пустотах между кислородными атомами могут находиться атомы не одного металла, а двух разных
, как например,
в хромите FeO .
Cr 2 O 3 .
Структура рутила
Некоторые физические свойства оксидов металлов
Подавляющее большинство оксидов при обычной температуре это твердые вещества. Они имеют меньшую плотность, чем металлы.
Многие оксиды металлов являются тугоплавкими веществами . Это позволяет использовать тугоплавкие оксиды как огнеупорные материалы для металлургических печей.
Оксид CaO получают в промышленном масштабе в объеме 109 млн т/год. Его используют для футеровки печей. В качестве огнеупоров используют также оксиды BeO и MgO. Оксид MgO один из немногих огнеупоров очень устойчивых к действию расплавленных щелочей.
Иногда тугоплавкость оксидов создает проблемы при получении металлов электролизом из их расплавов. Так оксид Al 2 O 3 , имеющий температуру плавления около 2000 о С, приходится смешивать с криолитом Na 3 , чтобы снизить температуру плавления до ~ 1000 о С, и через этот расплав пропускать электрический ток.
Тугоплавкими являются оксиды d-металлов 5 и 6 периодов Y 2 O 3 (2430), La 2 O 3 (2280), ZrO 2 (2700), HfO 2 (2080), Ta 2 O 5 (1870), Nb 2 O 5 (1490), а также многие оксиды d-металлов 4 периода (см. табл.). Высокие температуры плавления имеют все оксиды s-металлов 2 группы, а также Al 2 O 3 , Ga 2 O 3 , SnО,SnO 2 , PbO (см. табл.).
Низкие температуры плавления (о С) обычно имеют кислотные оксиды: RuO 4 (25), OsO 4 (41); Te 2 O 7 (120), Re 2 O 7 (302), ReO 3 (160), CrO 3 (197). Но некоторые кислотные оксиды имеют достаточно высокие температуры плавления (о С): MoO 3 (801) WO 3 (1473), V 2 O 5 (680).
Некоторые из основных оксидов d-элементов, завершающих ряды, оказываются непрочными, плавятся при низкой температуре или при нагревании разлагаются. Разлагаются при нагревании HgO (400 o C), Au 2 O 3 (155), Au 2 O, Ag 2 O (200), PtO 2 (400).
При нагревании выше 400 о С разлагаются и все оксиды щелочных металлов с образованием металла и пероксида. Оксид Li 2 O более устойчив и разлагается при температуре выше 1000 о С.
В таблице, приведенной ниже, приводятся некоторые характеристики d-металлов 4 периода, а также s- и p-металлов.
Характеристики оксидов s- и р-металлов
Me | Оксид | Цвет | Т пл., оС | Кислотно-основной характер |
s-металлы | ||||
Li | Li 2 O | белый | Все оксиды разлагаются при T > 400 о С, Li 2 O при Т > 1000 o C |
Все оксиды щелочных металлов основные, растворяются в воде |
Na | Na 2 O | белый | ||
K | K 2 O | желтый | ||
Rb | Rb 2 O | желтый | ||
Cs | Cs 2 O | оранжевый | ||
Be | BeO | белый | 2580 | амфотерный |
Mg | MgO | белый | 2850 | основной |
Ca | CaO | белый | 2614 | Основные, ограниченно растворяются в воде |
Sr | SrO | белый | 2430 | |
Ba | BaO | белый | 1923 | |
p-металлы | ||||
Al | Al 2 O 3 | белый | 2050 | амфотерный |
Ga | Ga 2 O 3 | желтый | 1795 | амфотерный |
In | In 2 O 3 | желтый | 1910 | амфотерный |
Tl | Tl 2 O 3 | коричневый | 716 | амфотерный |
Tl 2 O | черный | 303 | основной | |
Sn | SnO | темно-синий | 1040 | амфотерный |
SnO 2 | белый | 1630 | амфотерный | |
Pb | PbO | красный | Переходит в желтый при Т > 490 о С | амфотерный |
PbO | желтый | 1580 | амфотерный | |
Pb 3 O 4 | красный | Разл. | ||
PbO 2 | черный | Разл. При 300 о С | амфотерный | |
Характеристики оксидов d-металлов 4 периода
Оксид | Цвет | r, г/см3 | Т пл., оС | - ΔGo, кДж/моль | - ΔHo, кДж/моль | Преобладающий Кислотно-основной характер |
|
Sc | Sc 2 O 3 | белый | 3,9 | 2450 | 1637 | 1908 | основной |
Ti | TiO | коричневый | 4,9 | 1780, p | 490 | 526 | основной |
Ti 2 O 3 | фиолетовый | 4,6 | 1830 | 1434 | 1518 | основной | |
TiO 2 | белый | 4,2 | 1870 | 945 | 944 | амфотерный | |
V | VO | серый | 5,8 | 1830 | 389 | 432 | основной |
V 2 O 3 | черный | 4,9 | 1970 | 1161 | 1219 | основной | |
VO 2 | синий | 4,3 | 1545 | 1429 | 713 | амфотерный | |
V 2 O 5 | оранжевый | 3,4 | 680 | 1054 | 1552 | кислотный | |
Cr | Cr 2 O 3 | зеленый | 5,2 | 2335 p | 536 | 1141 | амфотерный |
CrO 3 | красный | 2,8 | 197 p | 513 | 590 | кислотный | |
Mn | MnO | Серо-зеленый | 5,2 | 1842 | 385 | 385 | основной |
Mn 2 O 3 | коричневый | 4,5 | 1000 p | 958 | 958 | основной | |
Mn 3 O 4 | коричневый | 4,7 | 1560 p | 1388 | 1388 | ||
MnO 2 | коричневый | 5,0 | 535 p | 521 | 521 | амфотерный | |
Mn 2 O 7 | зеленый | 2,4 | 6, 55 p | 726 | кислотный | ||
Fe | FeO | Черный | 5,7 | 1400 | 265 | 265 | основной |
Fe 3 O 4 | черный | 5,2 | 1540 p | 1117 | 1117 | ||
Fe 2 O 3 | коричневый | 5,3 | 1565 p | 822 | 822 | основной | |
Co | CoO | Серо-зеленый | 5,7 | 1830 | 213 | 239 | основной |
Co 3 O 4 | черный | 6,1 | 900 p | 754 | 887 | ||
Ni | NiO | Серо-зеленый | 7,4 | 1955 | 239 | 240 | основной |
Cu | Cu 2 O | оранжевый | 6,0 | 1242 | 151 | 173 | основной |
CuO | черный | 6,4 | 800 p | 134 | 162 | основной | |
Zn | ZnO | белый | 5,7 | 1975 | 348 | 351 | амфотерный |
Кислотно-основной характер оксидов зависит от степени окисления металла и от природы металла.
Чем ниже степень окисления, тем сильнее проявляются основные свойства. Если металл находится в степени окисления Х £ 4 , то его оксид имеет либо основной, либо амфотерный характер.
Чем выше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства . Если металл находится в степени окисления Х ≥ 5 , то его гидроксид имеет кислотный характер.
Кроме кислотных и основных оксидов существуют амфотерные оксиды, проявляющие одновременно и кислотные и основные свойства .
Амфотерны все оксиды p-металлов, кроме Tl 2 O .
Из s -металлов только Be имеет амфотерный оксид.
Среди d-металлов амфотерными являются оксиды ZnO, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Au 2 O 3 , и практически все оксиды металлов в степени окисления +4 за исключением основных ZrO 2 и HfO 2 .
Большинство оксидов, в том числе, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и диоксиды металлов проявляют амфотерность лишь при сплавлении со щелочами. С растворами щелочей взаимодействуют ZnO, VO 2 , Au 2 O 3 .
Для оксидов, помимо кислотно-основных взаимодействий, т. е. реакций между основными оксидами и кислотами и кислотными оксидами, а также реакций кислотных и амфотерных оксидов со щелочами, характерны также окислительно-восстановительные реакции.
Окислительно-восстановительные свойства оксидов металлов
Поскольку в любых оксидах металл находится в окисленном состоянии, все оксиды без исключения способны проявлять окислительные свойства .
Самые распространенные реакции в пирометаллургии - это окислительно-восстановительные взаимодействия между оксидами металлов и различными восстановителями, приводящие к получению металла.
Примеры
2Fe 2 O 3 + 3C = 4Fe + 3CO 2
Fe 3 O 4 + 2C = 3Fe + 2CO 2
MnO 2 +2C = Mn + 2CO
SnO 2 + C = Sn + 2CO 2
ZnO + C = Zn + CO
Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3
WO 3 + 3H 2 = W + 3H 2 O
Если металл имеет несколько степеней окисления, то при достаточном повышении температуры становится возможным разложение оксида с выделением кислорода.
4CuO = 2Cu 2 O + O 2
3PbO 2 = Pb 3 O 4 + O 2 ,
2Pb 3 O 4 = O 2 + 6PbO
Некоторые оксиды, особенно оксиды благородных металлов, при нагревании могут разлагаться с образованием металла.
2Ag 2 O = 4Ag + O 2
2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2
Сильные окислительные свойства некоторых оксидов используются на практике. Например,
Окислительные свойства оксида PbO 2 используют в свинцовых аккумуляторах, в которых за счет химической реакции между PbO 2 и металлическим свинцом получают электрический ток.
PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 = 2PbSO 4 + 2H 2 O
Окислительные свойства MnO 2 также используют для получения электрического тока в гальванических элементах (электрических батарейках).
2MnO 2 + Zn + 2NH 4 Cl = + 2MnOOH
Сильные окислительные свойства некоторых оксидов приводят к их своеобразному взаимодействию с кислотами. Так оксиды PbO 2 и MnO 2 при растворении в концентрированной соляной кислоте восстанавливаются.
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Если металл образует несколько оксидов, то оксиды металла в более низкой степени окисления могут окисляться, т. е. проявлять восстановительные свойства.
Особенно сильные восстановительные свойства проявляют оксиды металлов в низких и неустойчивых степенях окисления, как например. TiO, VO, CrO. При растворении их в воде они окисляются, восстанавливая воду. Их реакции с водой, подобны реакциям металла с водой.
2TiO + 2H 2 O = 2TiOOH + H 2 .
Оксиды- бинарные соединения элемента с кислородом, в которых кислород проявляет степень окисления -2.
Номенклатура. Если элемент, образующий с кислородом данное соединение, имеет постоянную валентность, то его (соединение) называют просто оксидом: Na 2 O- оксид натрия,CaO- оксид кальция,BaO- оксид бария,ZnO- оксид цинка.
Если элемент обладает переменной валентностью, то рядом с названием оксида указывают валентность элемента: Cr 2 O 3 - оксид хрома(III ),Cl 2 O 7 – оксид хлора(VII ),Hg 2 O- оксид ртути(I ).
Если элемент образует несколько оксидов, то их название даётся с учётом состава оксида (можно давать тривиальные названия, можно в скобочках указывать валентность элемента):N 2 O- гемиоксид азота, N 2 O 3 - сексвиоксидазота,NO-монооксидазота,NO 2 - диоксид азота,N 2 O 5 – гемипентаоксид азота.
Все оксиды подразделяют на 2 большие группы: солеобразующие и несолеобразующие.
Несолеобразующих оксидов (безразличные)- их не так много:CO, N 2 O, NO.
Хотя причисление COк несолеобразующим оксидам не очень правильно, так как он вступает в реакции с расплавами щелочей, образуя формиаты:
CO + NaOH (расплав)→ HCOONa.
Солеобразующие оксиды делятся на: основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды. Это оксиды, образующие соли, при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами, или с амфотерными. Основными являются оксиды только оксиды металлов с невысокими степенями окисления:Na 2 O,K 2 O,CaO,BaO,MnO,FeO,Fe 2 O 3 ,Fe 3 O 4 .Не все оксиды металлов являются основные, некоторые из них амфотерные или кислотные.
H 2 SO 4 → CuSO 4 +H 2 O;
Na 2 O+SO 2 → Na 2 SO 3
Кислотные оксиды. Это оксиды, образующие соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами, или с амфотерными. Большинство из кислотных оксидов при взаимодействии с водой дают кислоты, поэтому они также называются ангидридами кислот(P 2 O 5 - фосфорный ангидрид,N 2 O 5 -азотный ангидрид). Кислотными являются оксиды неметаллов и металлов в степени окисления 5 и выше: NO 2 , Mn 2 O 7 ,SiO 2 ,CO 2 .
CO 2 +Na 2 O→Na 2 CO 3 ;
V 2 O 5 + 2NaOH→2NaVO 3 + H 2 O
Амфотерные оксиды. Это оксиды, образующие соли, при взаимодействии как с основными, так и с кислотными оксидами.Например:ZnO,Al 2 O 3 ,BeO, SnO,PbO,Fe 2 O 3 ,Cr 2 O 3 ,MnO 2 ,TiO 2 .
PbO+2NaOH→ Na 2 PbO 2 +H 2 O;
ZnO+2HCl→ZnCl 2 +H 2 O
Смешанные оксиды. Это соединения, представляющие собой, соединение оксидов с различной валентностью:Fe 3 O 4 ↔ Fe 2 O 3 ∙ FeO .
СоединенияPb 2 O 3 ↔PbPbO 3 (плюмбат свинца(II ));Mn 3 O 4 ↔Mn 2 MnO 4 (манганат марганцаIV ); Fe 3 O 4 ↔ Fe (FeO 2 ) 2 (феррит железа (II )) называют двойными или смешанными оксидами, так же их можно рассматривать как соли. Следовательно, в состав молекул смешанного оксида входят атомы одного и того же элемента в различных степенях окисления.Пероксиды. Это соединения, так же, как и оксиды, состоят из металла и кислорода, но существенно отличаются от них по химическим свойствам, так как являются солями пероксида водорода (H 2 O 2 ): Na 2 O 2 , K 2 O 2 , BaO 2 , ZnO 2 , Cs 2 O 2 .В пероксидах кислород имеет степень окисления −1. Из-за наличия непрочной пероксидной группы- O - O - при действии кислот вместе с образованием обычных солей, они ещё и выделяют кислород:
2Na 2 O 2 +4HCl→4NaCl+2H 2 O+O 2
Пероксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя соответствующий гидроксид и пероксид водорода.
Na 2 O 2 +2H 2 O→2NaOH+H 2 O 2
Надпероксиды. Этосоединения, содержащие атомы кислорода в степени окисления − 1 ⁄ 2 .Обладют хорошей окислительной способностью. NaO 2 , KO 2 , Ba (O 2 ) 2 .
4NaO 2 +2H 2 O→4NaOH+3O 2
2NaO 2 +2HCl→2NaCl+H 2 O 2 +O 2
4KO 2 +2CO 2 → K 2 CO 3 +3O 2 )
(эта реакция имеет практическое значение, так как используется в противогазах, для очистки выдыхаемого воздуха)
2 NaO 2 + S → Na 2 SO 4
Озониды.
Это соединения щелочных, щелочноземельных металлов с кислородом содержащие озонид-ион O 3 - . Получен также красный озонид аммония - N Н 4 Оз.Все озониды являются сильнейшими окислителями.Вещества эти образуются в виде оранжево-красной корки на поверхности омываемых током озона твердых гидроксидов соответствующих щелочных металлов.Озониды разлагаются с образованием надпероксида металла и кислорода, разлагаются также под действием воды, с образованием соответствующей щелочи и кислорода. NaO 3 , KO 3 , CsO 3 , Ba(O 3 ) 2 .
4 NaO 3 +2 H 2 O →4 NaOH +5 O 2
2NaO 3 →2NaO 2 +O 2 (Распад происходит при различных температурах, например: распад озонида натрия при -10 °C , озонида цезия при +100 ° C )
4NH 4 O 3 →4H 2 O+2NH 4 NO 3 +O 2
Способы получения оксидов.
Взаимодействие веществ с кислородом. Многие вещества сгорают в кислороде, с образованием соответствующего оксида(с некоторыми веществами, например с фосфором, состав оксида зависит от количества кислорода).
4 P +3O 2 →2 P 2 O 3 (при недостатке кислорода)
4 P +5 O 2 →2 P 2 O 5 (при избытке кислорода)
2Mg+O 2 →2MgO
Разложение высших оксидов . Если элемент имеет переменную валентность, то его оксид с меньшим содержанием кислорода можно получить разложением оксида, где элемент проявляет более высокую степень окисления:
2 N 2 O 5 →4 NO 2 + O 2
2 SO 3 ⇌ 2 SO 2 +O 2 (здесь необходимо ставить знак обратимости, так как, в отличии от N 2 O 5 , SO 3 является неустойчивым оксидом, и во время его синтеза / разложения устанавливается равновесие между реагентами и продуктом)
Окисление низших оксидов. Если элемент имеет переменную валентность, то его оксид с большим содержанием кислорода можно получить окислением оксида, где элемент проявляет низкую степень окисления:
2CO+O 2 →2CO 2
2Cr 2 O 3 +3O 2 →4CrO 3
Разложение оснований. Нерастворимые или малорастворимые основания при нагревании теряют воду, превращаясь в основные оксиды:
Cu(OH) 2 ↓→CuO+H 2 O
Ca(OH) 2 →CaO+H 2 O
Разложение кислот. Некоторые кислородосодержащие кислоты при нагревании теряют воду, образуя кислотные оксиды. Также некоторые кислоты существуют очень малое время в растворе, почти мгновенно разлагаясь на ангидрид и воду. Получитькислотный оксид из кислоты можно добавив к ней водотнимающего средства(P 2 O 5) *(не путать с концентрированной H 2 SO 4 , удаляющей следы воды из паров вещества, пропускаемого над ней).
H 2 SiO 3 ↓→ SiO 2 ↓+H 2 O
H 2 CO 3 →CO 2 +H 2 O
4HNO 3 → 4NO 2 +2H 2 O+O 2
Разложение солей. Большинство кислородосодержащих солей при нагревании разлагаются, с образованием оксида металла и кислотного ангидрида. Если оксид металла термически неустойчив, то соль разлагается на металл, кислотный оксид и свободный кислород. Соли щелочных металлов отличаются высокой термической устойчивостью, если при нагревании разлагаются, то оксидов не образуют.
CaCO 3 →CaO+CO 2
*Это интересно:
NH 4 NO 3 →N 2 O+2H 2 O
NH 4 NO 2 →N 2 +2H 2 O (лабораторный способ получения азота, но на самом деле действуют хлоридом аммония на концентрированный раствор нитрита натрия, а выделяющийся газ затем очищают от примесей аммиака, хлора и т.д.)
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 →N 2 +Cr 2 O 3 +4H 2 O
4AgNO 3 →4Ag↓+4NO 2 +O 2
Вытеснение одних оксидов другими. Менее летучие оксиды вытесняют более летучие из их солей. Эти реакции протекают при очень высоких температурах:
Na 2 CO 3 +SiO 2 →Na 2 SiO 3 +CO 2
Взаимодействие кислот окислителей с металлами и неметаллами. Разбавленная азотная кислота и концентрированная серная окисляют металлы и неметаллы, образуя соответствующие соли/кислоты и выделяя оксиды азота/серы в степени окисления ниже, чем в исходных кислотах. (Очень разбавленная азотная кислота с металлами, левее марганца, даёт нитрат аммония, а не газ).
3As+5HNO 3 +2H 2 O→3H 3 AsO 4 +5NO
Cu+2H 2 SO 4 →CuSO 4 +SO 2 +2H 2 O
8Al+30HNO 3 → 8Al(NO 3) 3 +3NH 4 NO 3 +9H 2 O
Способы получения пероксидов, надпероксидов, озонидов.
В случае щелочных металлов пероксиды и над пероксиды образуются при их сгорании на воздухе (образуется смесь)*(нормальный оксид у щелочных металлов при сгорании на воздухе образует только литий, натрий образует смесь с преобладанием пероксида, далее уже почти полное образование надпероксида, с незначительной примесью пероксида).
2Na+O 2 →Na 2 O 2
Пероксиды металлов можно получать при действии перекись водорода на их гидрооксиды:
Ba(OH) 2 +H 2 O 2 →BaO 2 ↓+2H 2 O
Надпероксиды получают окислением пероксидов (кроме щелочных металов, т.к дальше натрия металлы образуют надпероксиды, с незначительной примесью пероксида).
BaO 2 +O 2 →Ba(O 2) 2
Озониды щелочных металлов получают взаимодейтвием их твёрдых гидрооксидов с охоном, озонировании надпероксидов.озонид аммония был получени при озонировании жидкого аммиака при -100°С.
4 NaOH +4 O 3 →4 NaO 3 + O 2 +2 H 2 O
NaO 2 +O 3 →NaO 3 +O 2
Соединения оксидов с водой называют гидратами оксидов.Присоединение оксидом воды не приводит к коренному изменнию его свойств. Гидраты оксидов имеют общее название- гидрооксиды.
Редактор: Харламова Галина Николаевна
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.
К кислотным оксидам относятся:
- все оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих (NO, SiO, CO, N 2 O);
- оксиды металлов, в которых валентность металла достаточно высока (V или выше).
Примерами кислотных оксидов служат P 2 O 5 , SiO 2 , B 2 O 3 , TeO 3 , I 2 O 5 , V 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7 . Хотелось бы еще раз обратить внимание, что оксиды металлов также могут относиться к кислотным. Известная школьная присказка "Оксиды металлов - основные, неметаллов - кислотные!" - это, извините, полная чушь.
К основным оксидам относятся окислы металлов, для которых одновременно выполнены два условия:
- валентность металла в соединении не очень высока (по крайней мере, не превосходит IV);
- вещество не относится к амфотерным оксидам.
Типичными примерами основными оксидами служат Na 2 O, CaO, BaO и другие оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, FeO, CrO, CuO, Ag 2 O, NiO и т. д.
Итак, подведем итоги. Оксиды неметаллов могут быть:
- кислотными (и таковых подавляющее большинство);
- несолеобразующими (соответствующие 4 формулы следует просто запомнить).
- основными (если степень окисления металла не очень высока);
- кислотными (если степень окисления металла +5 или выше);
- амфотерными (следует запомнить несколько формул, но понимать, что приведенный в первой части список не является исчерпывающим).
А теперь небольшой тест, чтобы проверить, насколько хорошо вы усвоили тему "Классификация оксидов". Если результат теста будет ниже 3 баллов, рекомендую еще раз внимательно прочитать статью.
Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или основными оксидами) с образованием солей.
Кислотные оксиды представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления, им соответствуют кислотные гидроксиды, обладающие свойствами кислот.
Например, S +6 O 3 → H 2 S +6 O 4 ; N 2 +5 O 5 → HN +5 O 3 , причем степень окисления элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду.
Получение кислотных оксидов
1. Окисление кислородом
4Р + 5О 2 = 2Р 2 О 5 ,
2. Горение сложных веществ
СН 4 + 2О 2 → СО 2 + 2 Н 2 О;
2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2 ,
Химические свойства кислотных оксидов
1. Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 ,
CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 ,
P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 ,
P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4.
2. Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их следующие реакции с образованием солей:
3. Кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например,
СO 2 + C = 2CO,
2SO 2 + O 2 = 2SO 3 ,
SO 2 +2H 2 S = 3S + 2H 2 O,
4CrO 3 + C 2 H 5 OH = 2Cr 2 O 3 + 2CO 2 + 3H 2 O
4. Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие кислотные оксиды из их солей (сплавление):
Na 2 CO 3 + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + CO 2