DEFINIÇÃO

óxidos- uma classe de compostos inorgânicos, são compostos de um elemento químico com oxigênio, em que o oxigênio apresenta um estado de oxidação de "-2".

Uma exceção é o difluoreto de oxigênio (OF 2), pois a eletronegatividade do flúor é maior que a do oxigênio e o flúor sempre exibe um estado de oxidação de "-1".

Os óxidos, dependendo de suas propriedades químicas, são divididos em duas classes - óxidos formadores de sal e óxidos não formadores de sal. Os óxidos formadores de sal têm uma classificação interna. Entre eles, destacam-se os óxidos ácidos, básicos e anfotéricos.

Propriedades químicas de óxidos não formadores de sal

Os óxidos não formadores de sal não exibem propriedades ácidas, básicas ou anfotéricas e não formam sais. Óxidos não formadores de sal incluem óxidos de nitrogênio (I) e (II) (N 2 O, NO), monóxido de carbono (II) (CO), óxido de silício (II) SiO, etc.

Apesar de os óxidos não formadores de sal não serem capazes de formar sais, quando o monóxido de carbono (II) interage com o hidróxido de sódio, forma-se um sal orgânico - formato de sódio (sal de ácido fórmico):

CO + NaOH = HCOONa.

Quando os óxidos não formadores de sal interagem com o oxigênio, são obtidos óxidos mais elevados de elementos:

2CO + O 2 \u003d 2CO 2;

2NO + O 2 \u003d 2NO 2.

Propriedades químicas dos óxidos formadores de sal

Entre os óxidos formadores de sais, destacam-se os óxidos básicos, ácidos e anfotéricos, sendo que o primeiro, ao interagir com a água, forma bases (hidróxidos), o segundo forma ácidos e o terceiro apresenta as propriedades de óxidos ácidos e básicos.

Óxidos básicos reagem com a água para formar bases:

CaO + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2;

Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH.

Quando óxidos básicos interagem com óxidos ácidos ou anfotéricos, os sais são obtidos:

CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3;

CaO + Mn 2 O 7 \u003d Ca (MnO 4) 2;

CaO + Al 2 O 3 \u003d Ca (AlO 2) 2.

Óxidos básicos reagem com ácidos para formar sais e água:

CaO + H 2 SO 4 \u003d CaSO 4 + H 2 O;

CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O.

Quando os óxidos básicos formados por metais na série de atividade após o alumínio interagem com o hidrogênio, os metais incluídos no óxido são reduzidos:

CuO + H 2 \u003d Cu + H 2 O.

Óxidos de ácido reagem com a água para formar ácidos:

P2O5 + H2O = HPO3 (ácido metafosfórico);

HPO3 + H2O = H3PO4 (ácido ortofosfórico);

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.

Alguns óxidos ácidos, como o óxido de silício (IV) (SiO 2 ), não reagem com a água, portanto, os ácidos correspondentes a esses óxidos são obtidos indiretamente.

Quando os óxidos ácidos reagem com óxidos básicos ou anfotéricos, os sais são obtidos:

P 2 O 5 + 3CaO \u003d Ca 3 (PO 4) 2;

CO 2 + CaO \u003d CaCO 3;

P 2 O 5 + Al 2 O 3 \u003d 2AlPO 4.

Óxidos ácidos reagem com bases para formar sais e água:

P 2 O 5 + 6NaOH \u003d 3Na 3 PO 4 + 3H 2 O;

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3 ↓ + H 2 O.

Óxidos anfotéricos interagem com óxidos ácidos e básicos (veja acima), bem como com ácidos e bases:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;

Al 2 O 3 + NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na;

ZnO + 2HCl \u003d ZnCl 2 + H 2 O;

ZnO + 2KOH + H 2 O \u003d K 2 4

ZnO + 2KOH = K 2 ZnO 2.

Propriedades físicas dos óxidos

A maioria dos óxidos são sólidos à temperatura ambiente (CuO é um pó preto, CaO é um sólido cristalino branco, Cr 2 O 3 é um pó verde, etc.). Alguns óxidos são líquidos (água - óxido de hidrogênio - líquido incolor, Cl 2 O 7 - líquido incolor) ou gases (CO 2 - gás incolor, NO 2 - gás marrom). A estrutura dos óxidos também é diferente, na maioria das vezes molecular ou iônica.

Obtenção de óxidos

Quase todos os óxidos podem ser obtidos pela reação da interação de um determinado elemento com o oxigênio, por exemplo:

2Cu + O 2 \u003d 2CuO.

A decomposição térmica de sais, bases e ácidos também leva à formação de óxidos:

CaCO 3 \u003d CaO + CO 2;

2Al(OH) 3 \u003d Al 2 O 3 + 3H 2 O;

4HNO 3 \u003d 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O.

Entre outros métodos de produção de óxidos, estão a torrefação de compostos binários, por exemplo, sulfetos, oxidação de óxidos superiores a inferiores, redução de óxidos inferiores a superiores, interação de metais com água em alta temperatura, etc.

Exemplos de resolução de problemas

EXEMPLO 1

Exercício

Durante a eletrólise de 40 mol de água, 620 g de oxigênio foram liberados. Determine a saída de oxigênio.

Solução

O rendimento do produto da reação é determinado pela fórmula: η = m pr / m teor × 100%. A massa prática de oxigênio é a massa indicada na condição do problema - 620 g. A massa teórica do produto da reação é a massa calculada de acordo com a equação da reação. Escrevemos a equação para a reação de decomposição da água sob a ação de uma corrente elétrica: 2H 2 O \u003d 2H 2 + O 2. De acordo com a equação de reação n (H 2 O): n (O 2) \u003d 2: 1, portanto n (O 2) \u003d 1 / 2 × n (H 2 O) \u003d 20 mol. Então, a massa teórica de oxigênio será igual a:

1 grupo- não formador de sal - N2O, NO, CO, SiO.

2 grupo- formador de sal:

1. Principal são óxidos que correspondem a bases. O óxidos metálicos, cujo estado de oxidação é +1, +2: Na 2 O, CaO, CuO, FeO, CrO. Reage com o excesso de ácido para formar sal e água. As bases correspondem aos óxidos básicos: 1) metais alcalinos; 2) metais alcalino-terrosos; 3) alguns - CrO, MnO, FeO.Reações típicas de óxidos básicos:
   • Óxido básico + ácido → sal + água (reação de troca).
   • Óxido básico + óxido ácido → sal (reação composta)
   • Óxido básico + água → álcali (reação composta).
2. ácido - são óxidos que correspondem a ácidos. Óxidos de não metais.óxidos metálicos, cujo estado de oxidação > +5: SO 2, SO 3, P 2 O 5, CrO 3, Mn 2 O 7. Reaja com o excesso de álcali para formar sal e água. Reações típicas de óxidos ácidos:
   • Óxido ácido + base → sal + água (reação de troca).
   • Óxido ácido + óxido básico → sal (reação composta).
   • Óxido ácido + água → ácido (reação composta)
3. anfotérico- São óxidos que, dependendo das condições, apresentam propriedades básicas ou ácidas. O óxidos metálicos, cujo estado de oxidação é +2, +3, +4: BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, MnO 2. Eles interagem com ácidos e bases. Reage com óxidos básicos e ácidos. Os óxidos anfotéricos não se combinam diretamente com a água. Reações típicas de óxidos anfotéricos:
   • Óxido anfótero + ácido → sal + água (reação de troca).
   • Óxido anfotérico + base → sal + água ou um composto complexo.

Monóxido de carbono 2 e 4

Monóxido de carbono (II) quimicamente, é uma substância inerte. Não reage com a água, porém, quando aquecido com álcalis fundidos, forma sais de ácido fórmico: CO + NaOH = HCOONa.

Interação com oxigênio

Quando aquecido em oxigênio, queima com uma bela chama azul: 2CO + O 2 = 2CO 2.

Interação com hidrogênio: CO + H 2 \u003d C + H 2 O.

Interação com outros não metais. Quando irradiado e na presença de um catalisador, interage com halogênios: CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgênio). e enxofre CO + S = COS (sulfeto de carbonila).

Propriedades restauradoras

O CO é um agente redutor energético. Restaura muitos metais de seus óxidos:

C +2 O + CuO \u003d Cu + C +4 O 2.

Interação com metais de transição

Forma carbonilas com metais de transição:

• Ni + 4CO \u003d Ni (CO) 4;
• Fe + 5CO \u003d Fe (CO) 5.

Monóxido de carbono (IV)(dióxido de carbono, dióxido de carbono, dióxido de carbono, anidrido carbônico) - CO 2 , gás incolor (em condições normais), inodoro, com sabor levemente azedo. Quimicamente, o monóxido de carbono (IV) é inerte.

Propriedades oxidantes

Com agentes redutores fortes em altas temperaturas exibe propriedades oxidantes. O carvão é reduzido a monóxido de carbono: C + CO 2 = 2CO.

O magnésio, inflamado no ar, continua a queimar em uma atmosfera de dióxido de carbono: 2Mg + CO 2 \u003d 2MgO + C.

Propriedades do óxido ácido

Um óxido ácido típico. Reage com óxidos básicos e bases para formar sais de ácido carbônico:

• Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3,
• 2NaOH + CO2 \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O,
• NaOH + CO 2 \u003d NaHCO 3.

Resposta qualitativa - para detectar o dióxido de carbono é a turbidez da água de cal.

Hoje começamos nosso conhecimento com as classes mais importantes de compostos inorgânicos. As substâncias inorgânicas são divididas por composição, como você já sabe, em simples e complexas.

ÓXIDO	ÁCIDO	BASE	SAL
E x O y	HnUMA A - resíduo ácido	Eu (OH)b OH - grupo hidroxila	Eu n A b

As substâncias inorgânicas complexas são divididas em quatro classes: óxidos, ácidos, bases, sais. Começamos com a classe óxido.

ÓXIDOS

óxidos - são substâncias complexas compostas por dois elementos químicos, um dos quais é oxigênio, com valência igual a 2. Apenas um elemento químico - flúor, combinando-se com oxigênio, forma não um óxido, mas fluoreto de oxigênio OF 2.
Eles são chamados simplesmente - "óxido + nome do elemento" (consulte a tabela). Se a valência de um elemento químico for variável, ela será indicada por um algarismo romano entre parênteses após o nome do elemento químico.

Fórmula	Nome	Fórmula	Nome
	monóxido de carbono (II)	Fe2O3	óxido de ferro(III)
	óxido nítrico (II)	CrO3	óxido de cromo (VI)
Al2O3	óxido de alumínio		óxido de zinco
N 2 O 5	óxido nítrico (V)	Mn2O7	óxido de manganês(VII)

Classificação de óxidos

Todos os óxidos podem ser divididos em dois grupos: formadores de sais (básicos, ácidos, anfotéricos) e não formadores de sais ou indiferentes.

óxidos metálicos Eu x O y			Óxidos não metálicos neMe x O y
Principal	ácido	anfotérico	ácido	Indiferente
eu, eu Eu	V-VII Eu	ZnO, BeO, Al 2 O 3, Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3	> II neMe	eu, eu neMe CO, NO, N 2 O

1). Óxidos básicos são óxidos que correspondem a bases. Os principais óxidos são óxidos metais 1 e 2 grupos, bem como metais subgrupos laterais com valência EU e II (exceto ZnO - óxido de zinco e BeO – óxido de berílio):

2). Óxidos de ácido são óxidos aos quais os ácidos correspondem. Os óxidos ácidos são óxidos não metálicos (exceto para não formadores de sal - indiferente), bem como óxidos metálicos subgrupos laterais com valência de V antes da VII (Por exemplo, CrO 3 é óxido de cromo (VI), Mn 2 O 7 é óxido de manganês (VII)):

3). Óxidos anfotéricos são óxidos, que correspondem a bases e ácidos. Esses incluem óxidos metálicos subgrupos principais e secundários com valência III , as vezes 4 , bem como zinco e berílio (por exemplo, BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3).

4). Óxidos não formadores de sal são óxidos que são indiferentes a ácidos e bases. Esses incluem óxidos não metálicos com valência EU e II (Por exemplo, N 2 O, NO, CO).

Conclusão: a natureza das propriedades dos óxidos depende principalmente da valência do elemento.

Por exemplo, óxidos de cromo:

CrO(II- a Principal);

Cr 2 O 3 (III- anfotérico);

CrO3 (VII- ácido).

Classificação de óxidos

(por solubilidade em água)

Óxidos de ácido	Óxidos básicos	Óxidos anfotéricos
Solúvel em água. Exceção - SiO 2 (não solúvel em água)	Apenas óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos se dissolvem em água. (estes são metais Grupos I "A" e II "A", exceção Be , Mg )	Não interagem com a água. Insolúvel em água

Complete as tarefas:

1. Escreva separadamente as fórmulas químicas dos óxidos ácidos e básicos formadores de sal.

NaOH, AlCl3, K2O, H2SO4, SO3, P2O5, HNO3, CaO, CO.

2. As substâncias são dadas : CaO, NaOH, CO2, H2SO3, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N2O5, Al2O3, Ca(OH)2, CO2, N2O, FeO, SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Anote os óxidos e classifique-os.

Obtenção de óxidos

Simulador "Interação do oxigênio com substâncias simples"

1. Combustão de substâncias (Oxidação por oxigênio)	a) substâncias simples Aparelho de treinamento	2Mg + O 2 \u003d 2MgO
	b) substâncias complexas	2H 2 S + 3O 2 \u003d 2H 2 O + 2SO 2
2. Decomposição de substâncias complexas (use tabela de ácidos, veja apêndices)	a) sal SALt= ÓXIDO BÁSICO + ÓXIDO ÁCIDO	CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
	b) Bases insolúveis Eu (OH)bt= Eu x O y+ H 2 O	Cu (OH) 2 t \u003d CuO + H 2 O
	c) ácidos contendo oxigênio HnA=ÓXIDO DE ÁCIDO + H 2 O	H 2 SO 3 \u003d H 2 O + SO 2

Propriedades físicas dos óxidos

À temperatura ambiente, a maioria dos óxidos são sólidos (CaO, Fe 2 O 3, etc.), alguns são líquidos (H 2 O, Cl 2 O 7, etc.) e gases (NO, SO 2, etc.).

Propriedades químicas dos óxidos

PROPRIEDADES QUÍMICAS DE ÓXIDOS BÁSICOS 1. Óxido básico + óxido ácido \u003d Sal (r. compostos) CaO + SO 2 \u003d CaSO 3 2. Óxido básico + Ácido \u003d Sal + H 2 O (troca de r.) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Óxido básico + Água \u003d Alcalino (compostos r.) Na 2 O + H 2 O \u003d 2 NaOH

PROPRIEDADES QUÍMICAS DE ÓXIDOS DE ÁCIDO 1. Óxido de ácido + Água \u003d Ácido (p. Compostos) Com O 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3, SiO 2 - não reage 2. Óxido de ácido + Base \u003d Sal + H 2 O (troca de r.) P 2 O 5 + 6 KOH \u003d 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Óxido básico + óxido ácido \u003d Sal (p. Composto) CaO + SO 2 \u003d CaSO 3 4. Menos voláteis deslocam mais voláteis de seus sais CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2

PROPRIEDADES QUÍMICAS DE ÓXIDOS ANFOTÉRICOS Eles interagem com ácidos e álcalis. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O \u003d Na 2 [Zn (OH) 4] (em solução) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (quando fundido)

Aplicação de óxidos

Alguns óxidos não se dissolvem em água, mas muitos reagem com a água para combinar:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

CaO + H 2 O = Ca( Oh) 2

O resultado é muitas vezes compostos muito desejáveis ​​e úteis. Por exemplo, H 2 SO 4 é ácido sulfúrico, Ca (OH) 2 é cal apagada, etc.

Se os óxidos são insolúveis em água, as pessoas também usam habilmente essa propriedade. Por exemplo, o óxido de zinco ZnO é uma substância branca, portanto, é usado para preparar tinta a óleo branca (branco de zinco). Como o ZnO é praticamente insolúvel em água, qualquer superfície pode ser pintada com branco de zinco, inclusive aquelas expostas à precipitação atmosférica. A insolubilidade e a não toxicidade possibilitam a utilização deste óxido na fabricação de cremes e pós cosméticos. Os farmacêuticos fazem dele um pó adstringente e secativo para uso externo.

Óxido de titânio (IV) - TiO 2 tem as mesmas propriedades valiosas. Ele também tem uma bela cor branca e é usado para fazer o titânio branco. O TiO 2 é insolúvel não apenas em água, mas também em ácidos; portanto, os revestimentos feitos deste óxido são particularmente estáveis. Este óxido é adicionado ao plástico para dar-lhe uma cor branca. Faz parte dos esmaltes para utensílios de metal e cerâmica.

Óxido de cromo (III) - Cr 2 O 3 - cristais muito fortes de cor verde escura, insolúveis em água. O Cr 2 O 3 é utilizado como pigmento (tinta) na fabricação de vidro verde decorativo e cerâmica. A conhecida pasta GOI (abreviação do nome “State Optical Institute”) é usada para retificar e polir óptica, metal produtos em joalheria.

Devido à insolubilidade e resistência do óxido de cromo (III), também é usado em tintas de impressão (por exemplo, para colorir notas). Em geral, óxidos de muitos metais são usados ​​como pigmentos para uma grande variedade de tintas, embora esta não seja sua única aplicação.

Tarefas para corrigir

1. Escreva separadamente as fórmulas químicas dos óxidos ácidos e básicos formadores de sal.

NaOH, AlCl3, K2O, H2SO4, SO3, P2O5, HNO3, CaO, CO.

2. As substâncias são dadas : CaO, NaOH, CO2, H2SO3, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N2O5, Al2O3, Ca(OH)2, CO2, N2O, FeO, SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Selecione na lista: óxidos básicos, óxidos ácidos, óxidos indiferentes, óxidos anfotéricos e nomeie-os.

3. Terminar UCR, indicar o tipo de reação, nomear os produtos da reação

Na2O + H2O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO3 =

NaOH + P 2 O 5 \u003d

K 2 O + CO 2 \u003d

Cu (OH) 2 \u003d? +?

4. Execute as transformações de acordo com o esquema:

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

Decomposição de cloratos

Cloramts são um grupo de compostos químicos, sais de ácido clórico HClO3. O ânion clorato tem a estrutura de uma pirâmide trigonal (dCl--O = 0,1452-0,1507 nm, ângulo OSlO = 106°). O ânion ClO3- não forma ligações covalentes através do átomo de O e não está inclinado a formar ligações de coordenação. Geralmente substâncias cristalinas, solúveis em água e alguns solventes orgânicos polares. No estado sólido à temperatura ambiente, eles são bastante estáveis. Quando aquecidos ou na presença de um catalisador, eles se decompõem com a liberação de oxigênio. Pode formar misturas explosivas com substâncias combustíveis.

Os cloratos são agentes oxidantes fortes tanto em solução quanto no estado sólido: misturas de cloratos anidros com enxofre, carvão e outros agentes redutores explodem em aquecimento e impacto rápidos. Embora o cloro em cloratos não esteja no estado de oxidação mais alto, ele pode ser oxidado em solução aquosa apenas eletroquimicamente ou sob a ação de XeF2. Cloratos de metais de valência variável são geralmente instáveis ​​e propensos a decomposição explosiva. Todos os cloratos de metais alcalinos se decompõem com a liberação de uma grande quantidade de calor em MeCl e O2, com a formação intermediária de percloratos. Considere a decomposição de cloratos durante o aquecimento usando o exemplo do clorato de potássio:

2KClO 3 \u003d 2KCl + 3O 2 ^ (200 ° C, na presença de MnO2, Fe2O3, CuO, etc.)

Sem catalisadores, esta reação prossegue com a formação intermediária de perclorato de potássio:

4KClO3 = 3KClO4 + KCl (400°C)

que então se decompõe:

KClO4 = KCl + 2O2^ (550--620°C)

Deve-se notar que os cloratos de potássio com agentes redutores (fósforo, enxofre, compostos orgânicos) são explosivos e sensíveis ao atrito e choque, a sensibilidade aumenta na presença de bromatos e sais de amônio. Devido à alta sensibilidade das formulações de sal Berthollet, elas praticamente não são utilizadas para a produção de explosivos industriais e militares.

Às vezes, essa mistura é usada em pirotecnia como fonte de cloro para composições de chamas coloridas, faz parte da substância combustível de uma cabeça de fósforo e, muito raramente, como explosivos iniciadores (pó de clorato - "salsicha", cordão detonante, composição de grade da Wehrmacht granadas de mão).

Decomposição de carbonatos

Carbonatos - sais de ácido carbônico, têm a composição Mex (CO3) y. Todos os carbonatos se decompõem quando aquecidos para formar óxido metálico e dióxido de carbono:

Na2CO3 > Na2O + CO2^ (a 1000 ?С)

МgCO3 > MgO + CO2^ (a 650 ? С)

Você também pode notar os sais ácidos do ácido carbônico, que se decompõem em óxido metálico, água e dióxido de carbono. O bicarbonato de amônio, por outro lado, se decompõe já a t 60°C, se decompõe rapidamente em NH3, CO2 e H2O, na indústria alimentícia é classificado como emulsificante.

A utilização de carbonato de amónio em substituição de levedura nas indústrias de panificação e confeitaria baseia-se no processo de decomposição associado à libertação de gases (aditivo alimentar E503).

Decomposição de bases insolúveis em água

Hidróxidos metálicos, insolúveis em água, podem ser facilmente secos e aquecidos. A substância se decomporá em óxido metálico e água, portanto, durante a decomposição de Cu (OH) 2, que na água tem uma estrutura de queijo azul brilhante, podemos observar o escurecimento da solução, que nos informa sobre a formação de cobre (II ) óxido.

Decomposição de óxidos

A decomposição de óxidos pode ser considerada usando o exemplo da água. A decomposição da água ocorre a temperaturas muito altas (cerca de 3000°C):

2 H 2 O (g) + 572 kJ \u003d 2 H 2 (g) + O 2 (g);

Esta reação ocorre em um arco elétrico, onde a temperatura desejada é mantida. De acordo com este exemplo, podemos dizer sobre a alta estabilidade dos óxidos, cuja decomposição pode ser um processo muito trabalhoso e consumidor de energia.

óxidos- são substâncias complexas compostas por átomos de dois elementos, um dos quais é o oxigênio com um estado de oxidação de -2. Nesse caso, o oxigênio está associado apenas a um elemento menos eletronegativo.

Dependendo do segundo elemento, os óxidos apresentam propriedades químicas diferentes. No curso escolar, os óxidos são tradicionalmente divididos em formadores de sal e não formadores de sal. Alguns óxidos são classificados como tipo sal (duplo).

Dobroóxidos são alguns óxidos formados por um elemento com diferentes estados de oxidação.

Formador de sal Os óxidos são divididos em básicos, anfotéricos e ácidos.

PrincipalÓxidos são óxidos que possuem propriedades básicas características. Estes incluem óxidos formados por átomos de metal com um estado de oxidação de +1 e +2.

ácidoóxidos são óxidos caracterizados por propriedades ácidas. Estes incluem óxidos formados por átomos metálicos com um estado de oxidação de +5, +6 e +7, bem como átomos não metálicos.

anfotéricoóxidos são óxidos caracterizados por propriedades básicas e ácidas. São óxidos metálicos com estado de oxidação +3 e +4, bem como quatro óxidos com estado de oxidação +2: ZnO, PbO, SnO e BeO.

Não formador de sal os óxidos não apresentam propriedades básicas ou ácidas características; os hidróxidos não correspondem a eles. Os óxidos não formadores de sal incluem quatro óxidos: CO, NO, N 2 O e SiO.

Classificação de óxidos

Obtenção de óxidos

Métodos gerais para obtenção de óxidos:

1. Interação de substâncias simples com oxigênio :

1.1. Oxidação do metal: a maioria dos metais é oxidada pelo oxigênio a óxidos com estados de oxidação estáveis.

Por exemplo , alumínio reage com o oxigênio para formar um óxido:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

Não interage com oxigênio ouro, platina, paládio.

Sódio quando oxidado com oxigênio atmosférico, forma predominantemente peróxido de Na 2 O 2,

2Na + O 2 → 2Na 2 O 2

Potássio, césio, rubídio formam predominantemente peróxidos de composição MeO 2:

K + O 2 → KO 2

Notas: metais com um estado de oxidação variável são oxidados pelo oxigênio atmosférico, via de regra, para um estado de oxidação intermediário (+3):

4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3

4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3

Ferro também queima com a formação de escamas de ferro - óxido de ferro (II, III):

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

1.2. Oxidação de substâncias não metálicas simples.

Como regra, durante a oxidação de não-metais, forma-se um óxido de não-metal com o estado de oxidação mais alto, se houver excesso de oxigênio, ou um óxido de não-metal com estado de oxidação intermediário, se houver falta de oxigênio.

Por exemplo, o fósforo é oxidado por um excesso de oxigênio ao óxido de fósforo (V), e sob a ação da falta de oxigênio ao óxido de fósforo (III):

4P + 5O 2 (ex.) → 2P 2 O 5

4P + 3O 2(semana) → 2P 2 O 3

Mas existem alguns exceções .

Por exemplo, o enxofre queima apenas para óxido de enxofre (IV):

S + O 2 → SO 2

O óxido de enxofre (VI) só pode ser obtido pela oxidação do óxido de enxofre (IV) sob condições adversas na presença de um catalisador:

2SO2+ O2=2SO3

O nitrogênio é oxidado pelo oxigênio apenas a uma temperatura muito alta (cerca de 2000 ° C), ou sob a ação de uma descarga elétrica, e apenas ao óxido nítrico (II):

N 2 + O 2 \u003d 2 NÃO

O flúor F 2 não é oxidado pelo oxigênio (o próprio flúor oxida o oxigênio). Outros halogênios (cloro Cl 2 , bromo, etc.), gases inertes (hélio He, neônio, argônio, criptônio) não interagem com o oxigênio.

2. Oxidação de substâncias complexas(compostos binários): sulfetos, hidretos, fosfetos, etc.

Quando substâncias complexas são oxidadas com oxigênio, que geralmente consiste em dois elementos, uma mistura de óxidos desses elementos é formada em estados de oxidação estáveis.

Por exemplo, quando a pirita FeS 2 é queimada, óxido de ferro (III) e óxido de enxofre (IV) são formados:

4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

O sulfeto de hidrogênio queima com a formação de óxido de enxofre (IV) com excesso de oxigênio e com a formação de enxofre com falta de oxigênio:

2H 2 S + 3O 2 (ex.) → 2H 2 O + 2SO 2

2H 2 S + O 2 (semana) → 2H 2 O + 2S

Mas a amônia queima com a formação de uma substância simples N 2, porque. o nitrogênio reage com o oxigênio somente sob condições adversas:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O

Mas na presença de um catalisador, a amônia é oxidada pelo oxigênio em óxido nítrico (II):

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

3. Decomposição de hidróxidos. Os óxidos também podem ser obtidos a partir de hidróxidos - ácidos ou bases. Alguns hidróxidos são instáveis ​​e se decompõem espontaneamente em óxido e água; para a decomposição de alguns outros hidróxidos (geralmente insolúveis em água), é necessário aquecê-los (calcinar).

hidróxido → óxido + água

Ácido carbônico, ácido sulfuroso, hidróxido de amônio, prata (I), hidróxidos de cobre (I) se decompõem espontaneamente em uma solução aquosa:

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 → Ag2O + H2O

2CuOH → Cu 2 O + H 2 O

Quando aquecidos, a maioria dos hidróxidos insolúveis se decompõe em óxidos - ácido silícico, hidróxidos de metais pesados ​​- hidróxido de ferro (III), etc.:

H 2 SiO 3 → H 2 O + SiO 2

2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O

4. Outra maneira de obter óxidos é decomposição de compostos complexos - sais .

Por exemplo, carbonatos insolúveis e carbonato de lítio, quando aquecidos, se decompõem em óxidos:

Li 2 CO 3 → H 2 O + Li 2 O

CaCO 3 → CaO + CO 2

Sais formados por ácidos oxidantes fortes (nitratos, sulfatos, percloratos, etc.), quando aquecidos, geralmente se decompõem com uma mudança no estado de oxidação:

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2

Você pode ler mais sobre a decomposição de nitratos no artigo.

Propriedades químicas dos óxidos

Uma parte significativa das propriedades químicas dos óxidos é descrita pelo esquema da relação entre as principais classes de substâncias inorgânicas.