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: |
1 группа - несолеобразующие - N 2 O, NO, CO, SiO.
2 группа - солеобразующие:
- Основные
- это такие оксиды, которым соответствуют основания. Оксиды металлов
, степень окисления которых +1, +2: Na 2 O, CaO, CuO, FeO, CrO.
Реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания: 1) щелочные металлы; 2) щелочноземельные металлы; 3) некоторые - CrO, MnO, FeO.
Типичные реакции основных оксидов:
- Основный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
- Основный оксид + кислотный оксид → соль (реакция соединения)
- Основный оксид + вода → щелочь (реакция соединения).
- Кислотные
-
- это такие оксиды, которым соответствуют кислоты.
Оксиды неметаллов.
Оксиды металлов
, степень окисления которых > +5: SO 2 , SO 3
, P 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7
.
Реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Типичные реакции кислотных оксидов:
- Кислотный оксид + основание → соль + вода (реакция обмена).
- Кислотный оксид + основный оксид → соль (реакция соединения).
- Кислотный оксид + вода → кислота (реакция соединения)
- Амфотерные
- это оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Оксиды металлов
, степень окисления которых +2, +3, +4: BeO, ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , MnO 2 .
Взаимодействуют как с кислотами так и с основаниями. Реагируют с основными и кислотными оксидами. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются. Типичные реакции амфотерных оксидов:
- Амфотерный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
- Амфотерный оксид + основание → соль + вода или комплексное соединение.
Оксид углерода 2 и 4
Оксид углерода(II) в химическом отношении – инертное вещество. Не реагирует с водой, однако при нагревании с расплавленными щелочами образует соли муравьиной кислоты: CO + NaOH = HCOONa.
Взаимодействие с кислородом
При нагревании в кислороде сгорает красивым синим пламенем: 2СО + О 2 = 2СО 2 .
Взаимодействие с водородом : СО + Н 2 = С + Н 2 О.
Взаимодействие с другими неметаллами. При облучении и в присутствии катализатора взаимодействует с галогенами: СО + Cl 2 = COCl 2 (фосген). и серой СО + S = COS (карбонилсульфид).
Восстановительные свойства
СО – энергичный восстановитель. Восстанавливает многие металлы из их оксидов:
C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2 .
Взаимодействие с переходными металлами
С переходными металлами образует карбонилы:
- Ni + 4CO = Ni(CO) 4 ;
- Fe + 5CO = Fe(CO) 5 .
Оксид углерода (IV) (углекислый газ, диоксид углерода, двуокись углерода,угольный ангидрид) - CO 2 , бесцветный газ (в нормальных условиях), без запаха, со слегка кисловатым вкусом. Химически оксид углерода (IV) инертен.
Окислительные свойства
С сильными восстановителями при высоких температурах проявляет окислительные свойства. Углем восстанавливается до угарного газа: С + СО 2 = 2СО.
Магний, зажженный на воздухе, продолжает гореть и в атмосфере углекислого газа: 2Mg + CO 2 = 2MgO + C.
Свойства кислотного оксида
Типичный кислотный оксид. Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:
- Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 ,
- 2NaOH + CO2 = Na 2 CO 3 + H 2 O,
- NaOH + CO 2 = NaHCO 3 .
Качественна реакция - для обнаружения углекислого газа является помутнение известковой воды.
Сегодня мы начинаем
знакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганические
вещества по составу делятся, как вы уже знаете, на простые и сложные.
ОКСИД |
КИСЛОТА |
ОСНОВАНИЕ |
СОЛЬ |
Э х О у |
Н n A А – кислотный остаток |
Ме(ОН) b ОН – гидроксильная группа |
Me n A b |
Сложные неорганические вещества подразделяют на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Мы начинаем с класса оксидов.
ОКСИДЫ
Оксиды
- это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых
кислород, с валентность равной 2. Лишь один химический элемент - фтор,
соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF 2 .
Называются они просто - "оксид + название элемента" (см. таблицу). Если
валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой,
заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.
Формула |
Название |
Формула |
Название |
оксид углерода (II) |
Fe 2 O 3 |
оксид железа (III) |
|
оксид азота (II) |
CrO 3 |
оксид хрома (VI) |
|
Al 2 O 3 |
оксид алюминия |
оксид цинка |
|
N 2 O 5 |
оксид азота (V) |
Mn 2 O 7 |
оксид марганца (VII) |
Классификация оксидов
Все оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие или безразличные.
Оксиды металлов Ме х О у |
Оксиды неметаллов неМе х О у |
|||
Основные |
Кислотные |
Амфотерные |
Кислотные |
Безразличные |
I, II Ме |
V-VII Me |
ZnO,BeO,Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 |
> II неМе |
I, II неМе CO, NO, N 2 O |
1). Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксиды металлов 1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II (кроме ZnO - оксид цинка и BeO – оксид берилия):
2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII (Например, CrO 3 -оксид хрома (VI), Mn 2 O 7 - оксид марганца (VII)):
3). Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. К ним относятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп с валентностью III , иногда IV , а также цинк и бериллий (Например, BeO , ZnO , Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 ).
4). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II (Например, N 2 O , NO , CO ).
Вывод:характер свойств оксидов в первую очередь зависит от валентности элемента.
Например, оксиды хрома:
CrO ( II - основный);
Cr 2 O 3 ( III - амфотерный);
CrO 3 ( VII - кислотный).
Классификация оксидов
(по растворимости в воде)
Кислотные оксиды |
Основные оксиды |
Амфотерные оксиды |
Растворимы в воде. Исключение – SiO 2 (не растворим в воде) |
В воде растворяются только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (это металлы I «А» и II «А» групп, исключение Be , Mg ) |
С водой не взаимодействуют. В воде не растворимы |
Выполните задания:
1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.
NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.
2.
Даны
вещества
: CaO, NaOH, CO 2 , H 2 SO 3 , CaCl 2 , FeCl 3 , Zn(OH) 2 , N 2 O 5 , Al 2 O 3 , Ca(OH) 2 , CO 2 , N 2 O, FeO
,
SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Получение оксидов
Тренажёр "Взаимодействие кислорода с простыми веществами"
1. Горение веществ (Окисление кислородом) |
а) простых веществ Тренажёр |
2Mg +O 2 =2MgO |
б) сложных веществ |
2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 |
|
2.Разложение сложных веществ (используйте таблицу кислот, см. приложения) |
а) солей СОЛЬ t = ОСНОВНЫЙ ОКСИД+КИСЛОТНЫЙ ОКСИД |
СaCO 3 =CaO+CO 2 |
б) Нерастворимых оснований Ме(ОН) b t = Me x O y + H 2 O |
Cu (OH) 2 t =CuO+H 2 O |
|
в) кислородсодержащих кислот Н n A = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + H 2 O |
H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2 |
Физические свойства оксидов
При комнатной температуре большинство оксидов - твердые вещества (СаО, Fe 2 O 3 и др.), некоторые - жидкости (Н 2 О, Сl 2 О 7 и др.) и газы (NO, SO 2 и др.).
Химические свойства оксидов
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ 1. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Основной оксид + Кислота = Соль + Н 2 О (р. обмена) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основной оксид + Вода = Щёлочь (р. соединения) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ 1. Кислотный оксид + Вода = Кислота (р. соединения) С O 2 + H 2 O = H 2 CO 3 , SiO 2 – не реагирует 2. Кислотный оксид + Основание = Соль + Н 2 О (р. обмена) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Менее летучие вытесняют более летучие из их солей CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [ Zn (OH ) 4 ] (в растворе) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при сплавлении) |
Применение оксидов
Некоторые оксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
CaO + H 2 O = Ca ( OH ) 2
В результате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H 2 SO 4 – серная кислота, Са(ОН) 2 – гашеная известь и т.д.
Если оксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство. Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO практически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных осадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид при изготовлении косметических кремов, пудры. Фармацевты делают из него вяжущий и подсушивающий порошок для наружного применения.
Такими же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO 2 . Он тоже имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO 2 не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической посуды.
Оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 – очень прочные кристаллы темно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr 2 O 3 используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования “Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировки оптики, металлических изделий, в ювелирном деле.
Благодаря нерастворимости и прочности оксида хрома (III) его используют и в полиграфических красках (например, для окраски денежных купюр). Вообще, оксиды многих металлов применяются в качестве пигментов для самых разнообразных красок, хотя это – далеко не единственное их применение.
Задания для закрепления
1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.
NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.
2. Даны вещества : CaO, NaOH, CO 2 , H 2 SO 3 , CaCl 2 , FeCl 3 , Zn(OH) 2 , N 2 O 5 , Al 2 O 3 , Ca(OH) 2 , CO 2 , N 2 O, FeO , SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Выберите из перечня: основные оксиды, кислотные оксиды, безразличные оксиды, амфотерные оксиды и дайте им названия .
3. Закончите УХР, укажите тип реакции, назовите продукты реакции
Na 2 O + H 2 O =
N 2 O 5 + H 2 O =
CaO + HNO 3 =
NaOH + P 2 O 5 =
K 2 O + CO 2 =
Cu(OH) 2 = ? + ?
4. Осуществите превращения по схеме:
1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4
2) S→SO 2 →H 2 SO 3 →Na 2 SO 3
3) P→P 2 O 5 →H 3 PO 4 →K 3 PO 4
Разложение хлоратов
Хлорамты -- группа химических соединений, соли хлорноватой кислоты HClO3. Хлорат анион имеет структуру тригональной пирамиды (dСl--О = 0,1452-0,1507 нм, угол ОСlО = 106°). Анион СlО3- не образует ковалентных связей через атом О и не склонен образовывать координационные связи. Обычно кристаллические вещества, растворимые в воде и некоторых полярных органических растворителях. В твердом состоянии при комнатной температуре довольно стабильны. При нагреве или в присутствии катализатора разлагаются с выделением кислорода. С горючими веществами могут образовывать взрывчатые смеси.
Xлораты являются сильными окислителями как в раствoре, так и в твердом состоянии: смеси безводных хлоратов с серой, углем и другими восстановителями, взрываются при быстром нагревании и ударе. Хотя хлор в хлоратах находится не в высшей степени окисления, окислить его до в водном растворе удается только электрохимически или под действием XeF2. Xлораты металлов переменной валентности обычно неустойчивы и склонны к взрывному распаду. Все хлораты щелочных металлов разлагаются с выделением большого количества тепла на МеСl и О2, с промежуточным образованием перхлоратов. Разложение хлоратов при нагревании рассмотрим на примере хлората калия:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 ^ (200 °C, в присутствии MnO2, Fe2O3, CuO и др.)
Без катализаторов эта реакция идет с промежуточным образованием перхлората калия:
4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400 °C)
который потом разлагается:
KClO4 = KCl + 2O2^ (550--620 °C)
Нужно отметить то, что хлораты калия с восстановителями (фосфором, серой, органическими соединениями) взрывчаты и чувствительны к трению и ударам, чувствительность повышается в присутствии броматов и солей аммония. Из-за высокой чувствительности составов с бертолетовой солью, они практически не применяются для производства промышленных и военных взрывчатых веществ.
Иногда эта смесь используется в пиротехнике как источник хлора для цветнопламенных составов, входит в состав горючего вещества спичечной головки, и крайне редко в качестве инициирующих взрывчатых веществ (хлоратный порох - "сосис", детонирующий шнур, терочный состав ручных гранат вермахта).
Разложение карбонатов
Карбонаты - соли угольной кислоты, имеют состав Мех(СО3) у. Все карбонаты разлагаются при нагревании с образованием оксида металла и углекислого газа:
Na2CO3 > Na2O + CO2^ (при 1000 ?С)
МgCO3 > MgO + CO2^ (при 650 ?С)
Можно так же отметить кислые соли уголной кислоты, которые распадаются на оксид металла, воду и углекислый газ. Гидрокарбонат аммония же распадается уже при t 60 °C быстро распадается на NH3, CO2 и H2O, в пищевой промышленности он классифицируется как эмульгатор.
На процессе разложения, связанном с выделением газов, основано применение карбоната аммония вместо дрожжей в хлебопечении и кондитерской промышленности (пищевая добавка Е503).
Разложение нерастворимых в воде оснований
Гидроксиды металлов, нерастворимые в воде легко высушить а после нагреть. Вещество распадется на оксид металла и воду, так при разложении Cu(OH)2 , который в воде имеет ярко-синюю творожистую структуру, мы можем наблюдать почернение раствора, говорящее нам об образовании оксида меди (II).
Разложение оксидов
Разложение оксидов можно рассмотреть на примере с водой. Разложение воды происходит при очень высоких температурах(порядка 3000°C):
2 H 2 О(ж) + 572 кДж = 2 H 2 (г) + O 2 (г);
Данная реакция проходит в электрической дуге, где как раз сохраняется нужная температура. По данному примеру можно сказать о высокой устойчивости оксидов, разложение которых может являться очень трудоемким и энергозатратным процессом.
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.