Окислами (оксидами) называются химические соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является .

Несолеобразующие называются так потому, что при химических реакциях с другими веществами они не образуют солей. К ним относится Н 2 О, окись углерода СО, окись азота NО. Среди солеобразующих окислов различают основные, кислотные и амфотерные (табл. 2).
Основными называются , которым соответствуют , относящиеся к классу оснований. Основные , реагируя с кислотами, образуют соль и воду.
Основные окислы - это окислы металлов. Для них характерен ионный тип химической связи. У металлов, входящих в состав основных окислов, бывает не выше 3. Типичными примерами основных окислов являются окись кальция СаО, окись бария ВаО, окись меди CuO, окись железа Fe 2 О 8 и т. д.

Названия основных окислов сравнительно просты. Если металл, входящий в состав основного окисла, имеет постоянную , его окисел называется окисью , например окись натрия Na 2 О, окись калия К 2 О, окись магния MgO и т. д. Если же металл имеет переменную , окисел, в котором он проявляет высшую валентность, называется окисью, а окисел, в котором он проявляет низшую валентность, называется закисью, например Fe 2 O 3 - окись железа, FeO - закись железа, CuO - окись меди, Cu 2 О - закись меди.

Запишите в тетрадь определение окислов.

Кислотными называются окислы, которым соответствуют кислоты и которые, реагируя с основаниями, образуют соль и воду.

Кислотные окислы - это главным образом окислы неметаллов. Их молекулы построены по ковалентному типу связи. Валентность неметаллов в окислах, как правило, бывает равна 3 или выше. Типичными примерами кислотных окислов являются двуокись серы SO 2 , двуокись углерода СО 2 , серный ангидрид SO 3 .
В основу названия кислотного окисла часто кладется число атомов кислорода в его молекуле, например СО 2 -двуокись углерода, SО 3 - трехокись серы и т. п. Не менее часто применяется по отношению к кислотным окислам название «ангидрид» (лишенный воды), например СО 2 - угольный ангидрид, SО 3 - серный ангидрид, Р 2 О 5 - фосфорный ангидрид и т. д. Объяснение этим названиям вы найдете при изучении свойств окислов.

По современной системе названий все окислы называют единым словом «оксид», а если элемент может иметь разные значения валентности, они указываются римской цифрой рядом в скобках. Например, Fe 2 О 3 - оксид железа (III), SО 3 - (VI).
Пользуясь периодической системой, удобно определять характер высшего окисла элемента. Можно с уверенностью сказать, например, что высшие окислы элементов главных подгрупп I и II групп являются типичными основными окислами, так как эти элементы - типичные . Высшие окислы элементов главных подгрупп V, VI, VII групп - типичные кислотные окислы, так как элементы, их образующие, являются неметаллами:
Нередко бывает так, что , расположенные в IV-VII группе, образуют высшие окислы кислотного характера, например и образуют высшие окислы Мn 2 O 7 и СrO 3 , которые являются кислотными и соответственно называются марганцовый и хромовый ангидрид.

■ 46. Укажите среди перечисленных ниже веществ те, которые являются окислами: CaO; FeCO 3 ; NaNO 3 ; SiO 2 ; СO 2 ; Ва(ОН) 2 ; Р 2 О 5 ; H 2 CO 3 ; PbO; HNO 3 ; FeO; SO 3 ; MgCO 3 ; MnO; CuO; Na 2 O; V 2 О 6 ; Ti02. К какой группе окислов они относятся? Назовите приведенные окислы по современной системе. ()

Химические свойства окислов

Несмотря на то что молекулы многих окислов построены по ионному типу, они не являются электролитами, так как в воде не растворяются в том смысле, в каком мы понимаем растворение. Некоторые из них могут лишь взаимодействовать с водой, образуя растворимые продукты. Но тогда диссоциируют уже не окислы, а продукты их взаимодействия с водой. Таким образом, электролитической диссоциации окислы не подвергаются. Зато при плавлении они могут подвергаться термической диссоциации -распаду на ионы в расплаве.
Наиболее удобно рассматривать вначале свойства основных и кислотных окислов.
Все основные окислы - твердые, не имеют запаха, могут иметь различную окраску: окись магния - белую, окись железа - ржаво-бурую, окись меди - черную.

По физическим свойствам среди кислотных окислов встречаются твердые (двуокись кремния SiO 2 , фосфорный ангидрид Р 2 O 5 , серный ангидрид SO 3), газообразные (двуокись серы SO 2 , двуокись углерода СO 2). Иногда ангидриды имеют окраску и запах.
По химическим свойствам основные и кислотные окислы сильно отличаются друг от друга. Рассматривая их, мы будем все время проводить параллель между основными и кислотными окислами.

Основные окислы	Кислотные окислы
1. Основные и кислотные окислы могут вступать в реакцию с водой
СаО + Н 2 O = Са(ОН) 2 СаО + Н 2 O = Са 2+ + 2OН — При этом основные окислы образуют щелочи (основания). Это свойство объясняет формулировку определения о том, что основным окислам соответствуют основания. Непосредственно в реакцию соединения с водой вступают не все основные окислы, а только окислы наиболее активных металлов (натрия, калия, кальция, бария и т. д.).	SО 3 + Н 2 О = H 2 SО 4 SО 3 + Н2О = 2Н + + SO 2 4 — Кислотные окислы при реакции с водой образуют кислоты. Это свойство объясняет название ««ангидрид» (кислота, лишенная воды). Кроме того, это свойство поясняет формулировку определения, что кислотным окислам соответствуют кислоты. Но не все кислотные окислы могут вступать непосредственно в реакцию с водой. Двуокись кремния SiО 2 и некоторые другие с водой не реагируют.
2. Основные окислы взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: CuO + H2SO 4 = CuSO 4 + H 2 O CuO + 2H + SO 2 4 — =Cu 2+ + SO 2 4 — + H 2 O Сокращенно CuO +2H + = Cu 2+ + H 2 O
3. Основные и кислотные окислы могут между собой: СаО + SiO 2 = CaSiО 3 при сплавлении
Получение окислов
	1.Окислением неметаллов кислородом S + O2 = SO 2
2. Разложением оснований: Cu(OH) 2 = CuO + Н 2 O	2. Разложением кислот: Н 2 СO 3 = Н 2 O + СO 2
3. Разложением некоторых солей (при этом образуется один основной окисел, а другой кислотный): СаСO 3 = СаО + СO 2

Амфотерными называются такие окислы, которые обладают двойственными свойствами и ведут себя в одних условиях как основные, а в других как кислотные. К амфотерным окислам относятся окислы Al 2 O 3 ,ZnO и многие другие.

Рассмотрим свойства амфотерных окислов на примере окиси цинка ZnO. Амфотерным окислам обычно отвечают слабые , которые практически не диссоциируют, поэтому амфотерные окислы с водой не взаимодействуют. Однако в соответствии с их двойственной природой они могут вступать в реакцию как с кислотами так и щелочами:
ZnO + H 2 SО 4 = ZnSО 4 + Н 2 О

ZnO + 2Н + + SO 2 4 — = Zn 2+ + SO 2 4 — + H2О
ZnO + 2H + = Zn 2+ + H 2 O
В этой реакции окись цинка ведет себя как основной
окисел.
Если же окись цинка попадает в щелочную среду, то она ведет себя как кислотный окисел, которому соответст-вует кислота H 2 ZnО 2 (формулу легко найти, если мысленно к формуле окиси цинка прибавить воду H 2 О). Поэтому уравнение реакции окиси цинка щелочью записывается так:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + Н 2 О
цинкат натрия (растворимая соль)
ZnO + 2Na + + 2ОН — = 2Na + + ZnO 2 2 — + Н 2 О
Сокращенно:
ZnO + 2ОН — = ZnO 2 2 — + Н 2 О

■ 47. Какое количество двуокиси углерода получится при сжигании 6 г угля? Если Вы забыли, как решаются задачи по химическим уравнениям, обратитесь к приложению 1, а затем решите эту задачу. ()
48. Сколько грамм-молекул окиси меди потребуется для реакции с 49 г серной кислоты? (О том, что такое грамм-молекула и как пользоваться этим понятием при расчетах, вы можете узнать, прочитав приложение 1 на стр. 374).
49. Сколько серной кислоты можно получить при взаимодействии 4 грамм-молекул серного ангидрида с водой?
50. Какой объем кислорода израсходуется на сжигание 8 г серы? (Задача решается с использованием понятия «объем грамм-молекулы газа»,).
51. Как осуществить превращения:

Напишите уравнения реакций в молекулярной и полной ионной форме.

52. Какие окислы получаются при разложении следующий гидроокисей: СuOН. Fе(ОН)3, H2SiO3, Аl(ОН)3, H2SO3? Поясните уравнениями реакций.
53. С какими из перечисленных веществ будет реагировать окись бария: а) , б) , в) окись калия; г) окись меди, д) гидроокись кальция; е) фосфорная кислота; ж) двуокись серы? Напишите формулы всех перечисленных веществ. Там, где возможно, напишите уравнения реакций в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной форме.
54. Предложите способ получения окиси меди CuO, исходя из сульфата меди, воды и металлического натрия. ()

Определение характера свойств высших окислов с помощью периодической системы

элементов Д. И. Менделеева
Зная, что в начале периода располагаются наиболее типичные металлы, можно предсказать, что высшие окислы элементов главных подгрупп I и II групп должны обладать основными свойствами. Некоторое исключение представляет , окисел которого носит амфотер-ный характер. В конце периода располагаются неметаллы, высшие окислы которых должны обладать кислотными свойствами. Соответствующие им в зависимости от положения элементов в периодической системе также могут носить основной, кислотный или амфотер-ный характер. Исходя из этого, мы можем строить вполне обоснованные предположения о составе и свойствах окислов и гидроокисей тех или иных элементов.

■ 55. Напишите формулы высших окислов стронция, индия. Могут ли они вступать в реакцию с серной кислотой, с едким натром? Напишите уравнения реакций. ()
56. Напишите формулы гидроокисей рубидия, бария, лантана.
57. Как протекают реакции между гидроокисью рубидия и азотной кислотой, между гидроокисью бария и соляной кислотой? Напишите уравнения реакций.
58. Зная, что формула высшего окисла селена SeO 3 , напишите уравнения реакций селенового ангидрида с гидроокисью кальция, с окисью натрия.
59. Напишите уравнения реакций селеновой кислоты с гидроокисью рубидия, окисью калия, гидроокисью бария, окисью кальция.
60. Пользуясь периодической системой элементов, найдите формулы теллуровой кислоты ( № 52), хлорной кислоты ( № 17), германиевой кислоты ( № 32), хромовой кислоты ( № 24).
61. Напишите уравнение реакции между гидроокисью рубидия и сурьмяной кислотой ( № 37, № 51). ()

Помимо окислов и гидроокисей, многие элементы могут образовывать соединения с водородом под общим названием гидриды. Особенности свойств гидридов зависят от сравнительной электроотрицательности водорода и того элемента, с которым он соединяется.
Соединения водорода с типичными металлами, такими, как (NaH), (КН), (СаН 2) и т. п., образованы по типу ионной связи, причем является отрицательным ионом, а металл - положительным. Гидриды металлов - твердые , напоминают соли, имеют ионную кристаллическую решетку.
Соединения водорода с.неметаллами имеют более или менее полярные молекулы, например НСl, Н 2 O, NH 3 и т. п., и являются веществами газообразными.
При образовании ковалентных связей элементов с водородом число электронных пар равно числу электронов, недостающих до завершения внешнего электронного слоя этих элементов (октета). Это число не превышает 4, поэтому летучие водородные соединения могут образовывать только элементы главных подгрупп IV-VII групп, обладающие хорошо выраженной электроотрицательностью по сравнению с водородом. Вычислить валентность элемента в летучем водородном соединении можно, вычитая из числа 8 номер группы, в которой находится элемент.
Элементы побочных подгрупп IV-VII групп летучих гидридов не образуют, так как это элементы, принадлежащие к d -семейству, имеющие на внешнем слое 1 - 2 электрона, что свидетельствует о слабой электроотрицательности.

■ 62. Определите валентность в летучих водородных соединениях элементов кремния, фосфора, кислорода, серы, брома, мышьяка, хлора. ()
63. Напишите формулы летучих водородных соединений мышьяка (№ 33), брома (№ 35), углерода (№ 6), селена (№ 34).
64. Будут ли образовывать летучие соединения с водородом перечисленные ниже элементы: а) (№ 41); б) (№ 83); в) иод (№ 53); г) (№ 56); д) (№ 81); е) (№ 32); ж) (№ 8); (№ 43); и) (№ 21); к) (№ Н); л) (№ 51)? ()

Если будут, напишите соответствующие формулы.
Тот же принцип лежит в основе составления с помощью периодической системы элементов формул бинарных соединений, т. е. соединений, состоящих из двух элементов. В этом случае элемент с наименьшей металличностью свойств, т. е. более электроотрицательный, будет проявлять такую же валентность, как в летучих водородных соединениях, а элемент, обладающей меньшей электро- отрицательностью, проявит валентность такую же, как в высшем окисле. При написании формулы бинарного соединения на первое место ставится символ менее электроотрицательного элемента, а на второе - более отрицательного. Так, при написании, например, формулы сульфида лития определяем, что как металл проявляет меньшую электроотрицательность, его валентность такая же, как в окисле, т. е. 1, равна номеру группы. проявляет большую электроотрицательность и, следовательно, ее валентность 8-6=2 (из 8 вычитается номер группы). Отсюда формула Li 2 S.

■ 65. Исходя из положения элементов в периодической системе, напишите формулы следующих соединений:
а) хлорид олова ( № 50, № 17);
б) бромид индия ( № 49, № 35);
в) иод ид кадмия ( № 48, иод № 53);
г) азотистый или нитрид лития ( № 3, № 7);
д) фторид стронция ( № 38, № 9);
е) сернистый , или сульфид кадмия ( №48, №16).
ж) бромид алюминия ( № 13, № 35). ()

Пользуясь периодической системой элементов, можно писать формулы солей кислородных кислот и составлять химические уравнения. Например, чтобы написать формулу хромовокислого бария, нужно найти формулу высшего окисла хрома СrО 3 , затем найти хромовую кислоту H 2 CrO 4 , после чего найти валентность бария (она равна 2 - по номеру группы) и составить формулу ВаСrO 4 .

■ 66. Напишите формулы марганцовокислого кальция, мышьяково-кислого рубидия.
67. Напишиге следующие уравнения реакций:
а) гидроокись цезия + хлорная кислота;
б) гидроокись таллия + фосфорная кислота;
в) гидроокись стронция + ;
г) окись рубидия + серный ангидрид;
д) окись бария + угольный ангидрид;
е) окись стронция + серный ангидрид;
ж) окись цезия + кремниевый ангидрид;
з) окись лития + фосфорная кислота;
и) окись бериллия + мышьяковая кислота;
к) окись рубидия + хромовая кислота;
л) окись натрия + йодная кислота;
м) гидроокись стронция + сульфат алюминия;
н) гидроокись рубидия + хлорид галлия;
о) гидроокись стронция + мышьяковый ангидрид;
п) гидроокись бария + селеновый ангидрид. ()

Значение периодического закона и периодической системы элементов Д. И. Менделеева в развитии химии

Периодическая система - это система элементов, а из элементов состоит вся живая и неживая природа. Следовательно, - это не только основной химический закон, но и основной закон природы, имеющий философское значение.
Открытие периодического-закона оказало огромное влияние на развитие химии и не утратило значения по сей день. При помощи периодической системы элементов Д. И. Менделееву удалось проверить и исправить атомные веса ряда элементов, например осмия, иридия, платины, золота и др. Основываясь на периодической системе, Д. И. Менделеев впервые в истории химии успешно предсказал открытие новых элементов.
В 60-х годах прошлого века некоторые элементы, такие, как (№ 21), (№ 31), (№ 32) и др., еще не были известны. Тем не менее Д. И. Менделеев оставил для них свободные места в периодической системе, так как был убежден, что эти элементы будут открыты, и предсказал их свойства исключительной точностью. Например, свойства элемента, существование которого Д. И. Менделеев предсказал в 1871 г. и который был им назван экасилицием, совпадают со свойствами германия, открытого в 1885 г. Винклером.
В настоящее время, зная о строении атомов и молекул, мы можем более подробно характеризовать свойства элементов на основании их положения в периодической системе по следующему плану.
1. Положение элемента в таблице Д. И. Менделеева. 2. Заряд ядра атома и общее число электронов.
3. Число энергетических уровней и распределение электронов на них.
4. Электронная конфигурация атома. 5. Характер свойств (металлические, неметаллические и т.д.).
6. Высшая валентность в окисле. Формула окисла, характер его свойств, уравнения реакций, подтверждающих предполагаешь свойства окисла.

7. Гидроокись. Свойства высшей гидроокиси. Уравнения реакций, подтверждающие предполагаемый характер свойств гидроокиси.
8. Возможность образования летучего гидрида. Формула гидрида. Валентность элемента в гидриде.
9. Возможность образования хлорида. Формула хлорида. Тип химической связи элемента с хлором.
Менделеев предсказал 11 элементов, и все они были открыты: в 1875 г. П. Лекоком де Буабодраном был открыт , в 1879 г. Л. Нильсоном и П. Клеве - , в 1898 г. Марией Склодовской-Кюри и Пьером - (№ 84) и (№ 88), в 1899 г. А. Дебьер-ном - (№ 89, предсказанный экалантан). В 1917 г. О. Ган и Л. Майтнер (Германия) открыли (№ 91), в 1925 г. В. Ноддак, И. Ноддак и О. Берг - (№ 75), в 1937 г. К. Перье и Э. Сегре (Италия) -технеций (№ 43), в 1939 г. М. Перей (Франция) - (№ 87), а в 1940 г. Д. Корсон, К. Мак-кензи и Э. Сегре (США) - (№ 85).

Некоторые из этих элементов были открыты еще при жизни Д. И. Менделеева. В то же время, пользуясь периодической системой, Д. И. Менделеев проверил атомные веса многих уже известных элементов и внес в них исправления. Экспериментальная проверка этих поправок подтвердила правоту Д. И. Менделеева. Логически завершило периодическую систему открытие в 1894 г. Рамсеем инертных газов, которых до этого года в периодической системе не было.
Открытие периодического закона направило ученых на поиски причин периодичности. Оно способствовало вскрытию сущности порядковых номеров групп и периодов, т. е. изучению внутреннего строения атома, считавшегося неделимым. многое объяснил, но одновременно поставил перед учеными ряд проблем, решение которых привело к изучению внутренней структуры атома, объяснению различия в поведении элементов в химических реакциях. Открытие периодического закона создало предпосылки для искусственного получения элементов.
Периодическая система, столетний юбилей которой мы отмечали в 1969 г., до сих пор является предметом изучения.
Идеи Д. И. Менделеева положили начало новому периоду в развитии химии.

Биография Д. И. Менделеева

Д. И. Менделеев родился 8 февраля 1834 г. в Тобольске, где его отец был директором гимназии. В тобольской гимназии, куда он поступил в 1841 г., Д. И. Менделеев проявил большой интерес к естественным наукам. В 1849 г. он поступил на естественно-математический факультет Петербургского педагогического института. После смерти родителей и сестры Д. И. Менделеев остался один. Тем не менее он с большим упорством продолжал образование. В институте огромное влияние на него оказал профессор химии А. А. Воскресенский. Наряду с химией Д. И. Менделеев интересовался механикой, минералогией, ботаникой.
В 1855 г. Д. И. Менделеев окончил институт с золотой медалью и был направлен учителем естествознания в Симферополь, так как усиленные занятия в институте подорвали его здоровье и врачи рекомендовали ему уехать на юг. Затем он переехал в Одессу. Здесь, будучи преподавателем первой одесской гимназии, он работал над «гид-ратной» теорией растворов и над магистерской диссертацией «Об удельных объемах». В 1856 г. Д. И. Менделеев блестяще сдал магистерские экзамены и защитил диссертацию. Оригинальность и смелость мысли в этой работе вызвали восхищенные отклики в прессе и большой интерес в научном мире.
Вскоре 23-летний Д. И. Менделеев стал доцентом и получил право ч

итать лекции в Петербургском университете. В крайне бедно оборудованной лаборатории университета он продолжал свои исследования, но работа в таких условиях не могла удовлетворить ученого, и для более успешного ее продолжения он был вынужден уехать в Германию. Закупив необходимые реактивы, посуду и приборы, он на свои средства создал лабораторию и приступил к изучению природы газов, вопросов перевода их в жидкое состояние и межмолекулярного сцепления жидкостей. Д. И. Менделеев первый заговорил о критических температурах для газов и опытным путем определил многие из них, доказав тем самым, что при определенной температуре все газы можно превратить в жидкости.
В Германии Д. И. Менделеев сблизился со многими замечательными русскими учеными, также вынужденными работать за границей. Среди них были Н. Н. Бекетов, А. П. Бородин, И. М. Сеченов и др. В 1860 г. Д. И. Менделеев принял участие в I международном конгрессе химиков в Карлсруэ.

В 1861 г. он вернулся в Петербург и приступил к чтению курса органической химии в университете. Здесь же впервые им был создан учебник органической химии, отражавший последние достижения этой науки. В этом учебнике Д. И. Менделеев рассматривал все процессы с сугубо материалистической точки зрения, критикуя «виталистов», приверженцев так называемой жизненной силы, благодаря которой, как они считали, существует жизнь и образуются органические вещества.
Д.И. Менделеев впервые обратил внимание на изомерию - явление, при котором органические вещества, имея один и тот же состав, обладают разными свойствами. Вскоре это явление было объяснено А. М. Бутлеровым.
После защиты в 1864 г. докторской диссертации на тему «О соединении спирта с водой» Д. И. Менделеев в 1865 г. стал профессором Петербургского технологического института и университета.

В 1867г, он получил приглашение во Францию для организацbb русского павильона на Всемирной промышленной выставке. Свои впечатления от поездки он изложил в работе «О современном развитии некоторых химических производств в применении к России по поводу Всемирной выставки 1867 г.».
В этом труде автор высказал много ценных мыслей, в частности коснулся вопроса о плохом использовании в России природных богатств, главным образом нефти, и необходимости постройки химических заводов, производящих на месте то сырье, которое Россия вводит из-за границы.

Своими исследованиями в области гидратной теории растворов Д. И. Менделеев вслед за Ломоносовым положил начало новой области науки - физической химии.
В 1867 г. Д. И. Менделеев был избран руководителем кафедры неорганической химии в Петербургском университете, которой и руководил на протяжении 28 лет. Его лекции пользовались огромной популярностью среди студентов всех факультетов и всех курсов. Одновременно Д. И.Менделеев вел большую общественную работу, направленную на укрепление и развитие русской науки. По его инициативе в 1868 г. было основано Русское физико-химическое общество, куда Д. И. Менделеев впервые послал свой доклад «Опыт системы элементов, основанный на их атомном весе и химическом сходстве». Это и был знаменитый , на базе которого Д. И. Мен-делеев написал свою известную работу «Основы химии».

Периодический закон и периодическая система элементов позво-лили Д. И. Менделееву предсказать открытие новых элементов и с большой точностью описать их свойства. Эти элементы были откры-ты при жизни Д. И. Менделеева и принесли громкую славу периоди-ческому закону и его первооткрывателю.
Но на реакционные круги петербургской Академии наук слава Д. И. Менделеева, его прогрессивные идеи произвели совершенно иное впечатление. Несмотря на огромные заслуги перед наукой, Д. И. Meн-делеев не был избран в состав академии. Такое отношение к великому ученому вызвало бурю протеста по всей стране. Русское физиков-хи-мическое общество избрало Д. И. Менделеева своим почетным членом. В 1890 г. Д. И. Менделееву пришлось оставить работу ив универси-тете. Тем не менее его научная и практическая деятельность не пре-крошилась. Он был непрерывно занят вопросами хозяйственного развития страны, участвовал в составлении таможенного тарифа, ра-ботал в Палате мер и весов. Но во всех своих начинаниях он не измен-но наталкивался на противодействие со стороны царского правительства Д. И. Менделеев умер в 1907 г. В его лице мир потерял блестящего разностороннего ученого, выдвинувшего ряд идей, которым суждено было осуществиться лишь в наше время.

Д. И. Менделеев был горячим поборником развития отечественной промышленности. Особенно большое внимание он уделял развитию нефтяной промышленности. Уже тогда он говорил о строительстве нефтепроводов и химической переработке нефти. Но нефтепромышленники предпочитали хищнически эксплуатировать нефтяные месторождения.
Впервые Д. И» Менделеевым была выдвинута получившая развитие лишь в наше время идея подземной газификации каменного угля, которую высоко оценил еще в 1913 в. В. И. Ленин, Необходимости создания химический промышленности в России Д. И, Менделеев посвятил ряд своих работ, но развитие ее стало возможным только в со ветское время: Д. И, Менделеев разработал новые способы разведки железных руд, методы добычи угля из глубоко лежащих пластов, выд-вигал проект освоения Севера, интересовался проблемами воздухоплавания и изучением верхних слоев атмосферы. Д. И. Менделеев предложил способ изготовления бездымного пороха, который царское правительство оставило без внимания, но который был использован американским военным ведомством.

Проверка выполнения заданий и ответов на вопросы к гл. I 1. 16; 61; 14; 42. 2. Различие в атомном весе...

1. Материя и ее движение 2. Вещества и их изменения. Предмет и метод химии 3. Значение химии. Химия в народном хозяйстве 4. Зарождение химии...

Химические соединения, состоящие из кислорода и любого другого элемента периодической системы, называют оксидами. В зависимости от свойств, их классифицируют на основные, амфотерные и кислотные. Характер оксидов можно определить теоретически и практическим путем.

Вам понадобится

• - периодическая система;
• - лабораторная посуда;
• - химические реактивы.

Инструкция

Вам необходимо хорошо представлять, как изменяются свойства химических элементов в зависимости от их местоположения в таблице Д.И. Менделеева. Поэтому повторите периодический закон, электронное строение атомов (от него зависит степень окисления элементов) и прочее.

Не прибегая к практическим действиям, вы сможете установить характер оксида, используя только периодическую систему. Ведь известно, что в периодах, в направлении слева направо щелочные свойства оксидов сменяются на амфотерные, а затем - на кислотные. Например, в III периоде оксид натрия (Na2O) проявляет основные свойства, соединение алюминия с кислородом (Al2O3) имеет амфотерный характер, а окисл хлора (ClO2) – кислотный.

Имейте в виду, в главных подгруппах щелочные свойства оксидов усиливаются сверху вниз, а кислотность наоборот ослабевает. Так, в I группе у оксида цезия (CsO) основность сильнее, чем у оксида лития (LiO). В V группе оксид азота (III) - кислотный, а оксид висмута (Bi2O5) уже основный.

Другой способ определения характера оксидов. Допустим, дана задача опытным путем доказать основные, амфотерные и кислотные свойства оксида кальция (CaO), оксида 5-валентного фосфора (P2O5(V)) и оксида цинка (ZnO).

Сначала возьмите две чистые пробирки. Из склянок, с помощью химического шпателя, насыпьте в одну немного CaO, а в другую P2O5. Затем налейте в оба реактива по 5-10 мл дистиллированной воды. Стеклянной палочкой мешайте до полного растворения порошка. Опустите кусочки лакмусовой бумаги в обе пробирки. Там, где находится оксид кальция – индикатор станет синего цвета, что является доказательством основного характера исследуемого соединения. В пробирке с оксидом фосфора (V) бумага окрасится в красный цвет, следовательно, P2O5 – кислотный оксид.

Так как оксид цинка не растворим в воде, для доказательства его амфотерности проведите реакции с кислотой и гидроксидом. В том и другом случае кристаллы ZnO вступят в химическую реакцию. Например:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 Zn3(PO4)2 + 3H2O

Обратите внимание

Запомните, характер свойств оксида напрямую зависит от валентности элемента, входящего в его состав.

Полезный совет

Не забывайте, что еще существуют так называемые безразличные (несолеобразующие) оксиды, не реагирующие в обычных условиях ни с гидроксидами, ни с кислотами. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II, например: SiO, CO, NO, N2O и т.д., но встречаются и «металлические»: MnO2 и некоторые другие.

Внимание, только СЕГОДНЯ!

Все интересное

В зависимости от кислотно-основных свойств химических элементов, складываются и их возможные реакции. Причем эти свойства влияют не только на элемент, но и на его соединения. Что такое кислотно-основные свойства
Основные свойства проявляют…

Важнейшие классы неорганических соединений – оксиды, кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли. Для каждого из этих классов характерны свои общие свойства и способы получения. К настоящему моменту известно более 100 тысяч различных…

Одними из основных в химии являются 2 понятия: «простые вещества» и «сложные вещества». Первые образованы атомами одного химического элемента и подразделяются на неметаллы и металлы. Оксиды, гидроксиды, соли - это классы…

Существует 3 вида оксида меди. Отличаются они друг от друга валентностью. Соответственно, существуют одновалентный, двухвалентный и трехвалентный оксиды меди. Каждый из оксидов имеет свои химические свойства. Инструкция 1Оксид меди (I) - Cu2O. В…

Хлор способен образовывать несколько различных оксидов. Все они применяются в промышленности в больших объемах, так как востребованы во многих областях промышленности. Хлор образует с кислородом целый ряд оксидов, общее число которых составляет…

Знания химических свойств кислот, в частности, их взаимодействие с оксидами, сослужат хорошую службу при выполнении самых разнообразных заданий по химии. Это позволит решить расчетные задачи, осуществить цепочку превращений, выполнить задания…

Существует множество неорганических веществ, которые подразделяются на классы. Для того чтобы правильно классифицировать предложенные соединения, необходимо иметь представление об особенностях строения каждой группы веществ, которых всего четыре.…

Эквивалент – такое количество химического элемента, которое либо связывает, либо замещает один моль атомов водорода. Соответственно, масса одного эквивалента называется эквивалентной массой (Мэ), и выражается в г/моль. Перед учащимися на химии часто…

Оксид – химическое соединение, которое состоит из двух элементов. Один из элементов оксида - кислород. По характеру оксиды классифицируются на кислотные и основные. Кислотность или основность можно доказать, зная химические свойства веществ, и…

Химические свойства вещества - это способность изменять свой состав в ходе химических реакций. Реакция может протекать либо в виде саморазложения, либо при взаимодействии с другими веществами. Свойства вещества зависят не только от его состава, но и…

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 в металлургических технологиях

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

Оксиды являются целевыми соединениями в ряде металлургических технологий . Природные соединения предварительно переводят в оксиды, из которых затем восстанавливают металл. Например, природные сульфиды Zn, Ni, Co, Pb, Mo обжигают, превращая в оксиды.

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.

Стехиометрические типы 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.

Степень окисления	Тип оксида	Металлы, образующие оксид
+1	Me 2 O	Металлы 1 и 11 групп
+2	MeO	Металлы 2 и 12 групп Все d -металлы 4 периода (кроме Sc), а также Sn, Pb; Cd, Hg и Pd
+3	Me 2 O	Металлы 3 и 13 групп ,Почти все d -металлы 4 периода (кроме Cu и Zn), 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 кристаллических 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.

Координационные числа металлов в кристаллах оксидов

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 º 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 .

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

Характеристики оксидов p-металлов

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 в большей степени, чем от природы металла.

Чем ниже степень окисления, тем сильнее проявляются основные свойства. Если металл находится в степени окисления Х меньше 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 больше 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 . Среди d-металлов амфотерными являются оксиды ZnO , Cr 2 O 3 , Au 2 O 3 , PdO и практически все оксиды металлов в степени окисления +4 за исключением основных ZrO 2 и HfO 2 .

Окислительно-восстановительные свойства оксидов металлов

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.

Поскольку в любых оксидах металл находится в окисленном состоянии, все оксиды без исключения способны проявлять окислительные свойства . 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, подобна реакциям металла с водой.

2TiO + 2H 2 O = 2TiOOH + H 2 .

Окислительно-восстановительные взаимодействия между оксидами металлов и разными восстановителями, приводящие к получению металла, - это самые распространенные реакции в пирометаллургии.

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

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 + 4NH 4 Cl = Cl 2 + 2MnOOH + 2HCl

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 имеет несколько степеней окисления, то при достаточном повышении температуры становится возможным разложение оксида с выделением кислорода.

3PbO 2 = Pb 3 O 4 + O 2 , 2Pb 3 O 4 = O 2 + 6PbO

Некоторые оксиды, особенно оксиды благородных металлов, могут при нагревании разлагаться с образованием металла.

2Ag 2 O = 4Ag + O 2 2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2 .

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

Выпишите оксиды и классифицируйте их.

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

Поговорим о том, как определить характер оксида. Начнем с того, что все вещества принято подразделять на две группы: простые и сложные. Простые вещества подразделяют на металлы и неметаллы. Сложные соединения делят на четыре класса: основания, оксиды, соли, кислоты.

Определение

Так как характер оксидов зависит от их состава, для начала дадим определение данному классу неорганических веществ. Оксиды представляют собой которые состоят из двух элементов. Особенность их в том, что кислород всегда располагается в формуле вторым (последним) элементом.

Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простых веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется проявляющий основные свойства.

Номенклатура

Характер оксидов зависит от их состава. Существуют определенные правила, по которым называют такие вещества.

Если оксид образован металлами главных подгрупп, валентность не указывается. Например, оксид кальция СаО. Если же в соединении первым располагается металл подобной подгруппы, который обладает переменной валентностью, то она обязательно указывается римской цифрой. Ставится после названия соединения в круглых скобках. Например, существуют оксиды железа (2) и (3). Составляя формулы оксидов, нужно помнить о том, что сумма степеней окисления в нем должна быть равна нулю.

Классификация

Рассмотрим, как характер оксидов зависит от степени окисления. Металлы, имеющие степень окисления +1 и +2, образуют с кислородом основные оксиды. Специфичной особенностью таких соединений является основный характер оксидов. Такие соединения вступают в химическое взаимодействие с солеобразующими оксидами неметаллов, образуя с ними соли. Кроме того, реагируют с кислотами. Продукт взаимодействия зависит от того, в каком количестве были взяты исходные вещества.

Неметаллы, а также металлы со степенями окисления от +4 до +7, образуют с кислородом кислотные оксиды. Характер оксидов предполагает взаимодействие с основаниями (щелочами). Результат взаимодействия зависит от того, в каком количестве была взята исходная щелочь. При ее недостатке в качестве продукта взаимодействия образуется кислая соль. Например, в реакции оксида углерода (4) с гидроксидом натрия образуется гидрокарбонат натрия (кислая соль).

В случае взаимодействия кислотного оксида с избыточным количеством щелочи продуктом реакции будет средняя соль (карбонат натрия). Характер кислотных оксидов зависит от степени окисления.

Они подразделяются на солеобразующие оксиды (в которых степень окисления элемента равна номеру группы), а также на безразличные оксиды, не способные образовывать соли.

Амфотерные оксиды

Есть и амфотерный характер свойств оксидов. Суть его заключается во взаимодействии этих соединений и с кислотами, и со щелочами. Какие оксиды проявляют двойственные (амфотерные) свойства? К ним относят бинарные соединения металлов со степенью окисления +3, а также оксиды бериллия, цинка.

Способы получения

Существуют различные способы Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простым веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется проявляющий основные свойства.

Кроме того, получить оксиды можно и при взаимодействии сложных веществ с молекулярных кислородом. Например, при горении пирита (сульфида железа 2) можно получить сразу два оксида: серы и железа.

Еще одним вариантом получения оксидов считается реакция разложения солей кислородсодержащих кислот. Например, при разложении карбоната кальция можно получить углекислый газ и оксид кальция

Основные и амфотерные оксиды образуются и при разложении нерастворимых оснований. Например, при прокаливании гидроксида железа (3) образуется оксид железа (3), а также водяной пар.

Заключение

Оксиды являются классом неорганических веществ, имеющем широкое промышленное применение. Они используются в строительной сфере, фармацевтической промышленности, медицине.

Кроме того, амфотерные оксиды часто используют в органическом синтезе в качестве катализаторов (ускорителей химических процессов).