Оксиды. классификация, свойства, получение, применение

Получение

1. Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:

2H2+O2→2H2O{\textstyle {\mathsf {2H_{2}+O_{2}\rightarrow 2H_{2}O}}}

2Cu+O2→2CuO{\displaystyle {\mathsf {2Cu+O_{2}\rightarrow 2CuO}}}

При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды:

2Na+O2→Na2O2{\displaystyle {\mathsf {2Na+O_{2}\rightarrow Na_{2}O_{2}}}}

K+O2→KO2{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\rightarrow KO_{2}}}}

2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:

4FeS2+11O2→2Fe2O3+8SO2{\displaystyle {\mathsf {4FeS_{2}+11O_{2}\rightarrow 2Fe_{2}O_{3}+8SO_{2}}}}

CS2+3O2→CO2+2SO2{\displaystyle {\mathsf {CS_{2}+3O_{2}\rightarrow CO_{2}+2SO_{2}}}}

2PH3+4O2→P2O5+3H2O{\displaystyle {\mathsf {2PH_{3}+4O_{2}\rightarrow P_{2}O_{5}+3H_{2}O}}}

3. Термическое разложение солей:

CaCO3→CaO+CO2{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}\rightarrow CaO+CO_{2}}}}

2FeSO4→Fe2O3+SO2+SO3{\displaystyle {\mathsf {2FeSO_{4}\rightarrow Fe_{2}O_{3}+SO_{2}+SO_{3}}}}

4. Термическое разложение оснований или кислот:

2Al(OH)3→Al2O3+3H2O{\displaystyle {\mathsf {2Al(OH)_{3}\rightarrow Al_{2}O_{3}+3H_{2}O}}}

4HNO3→4NO2+O2+2H2O{\displaystyle {\mathsf {4HNO_{3}\rightarrow 4NO_{2}+O_{2}+2H_{2}O}}}

5. Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие:

4FeO+O2→2Fe2O3{\displaystyle {\mathsf {4FeO+O_{2}\rightarrow 2Fe_{2}O_{3}}}}

6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:

Zn+H2O→ZnO+H2{\displaystyle {\mathsf {Zn+H_{2}O\rightarrow ZnO+H_{2}}}}

7. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при сжигании кокса с выделением летучего оксида:

Ca3(PO4)2+3SiO2+5C→3CaSiO3+2P+5CO{\displaystyle {\mathsf {Ca_{3}(PO_{4})_{2}+3SiO_{2}+5C\rightarrow 3CaSiO_{3}+2P+5CO}}}

8. Взаимодействие металлов с кислотами-окислителями:

Zn+4HNO3→Zn(NO3)2+2NO2↑+2H2O{\displaystyle {\mathsf {Zn+4HNO_{3}\rightarrow Zn(NO_{3})_{2}+2NO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}

9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:

2KClO4+H2SO4→K2SO4+Cl2O7+H2O{\displaystyle {\mathsf {2KClO_{4}+H_{2}SO_{4}\rightarrow K_{2}SO_{4}+Cl_{2}O_{7}+H_{2}O}}}

10. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:

NaHCO3+HCl→NaCl+H2O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {NaHCO_{3}+HCl\rightarrow NaCl+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)₂ могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P₂O₅, SO₃, N₂O₅, с образованием средних солей:

<.p>

Нерастворимые основания вида Me(OH)₂ реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

Cu(OH)₂ + CO₂ = (CuOH)₂CO₃ + H₂O

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)₄] образуется соль Na₃[Al(OH)₆]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Например:

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)₂, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)₂ при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000oC:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)_3, не реагируют с такими кислотами, как H₂S, H₂SO₃ и H₂СO₃ ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO₃, P₂O₅, N₂O₅):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)₃, не реагируют с кислотными оксидами SO₂ и СO₂.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Термическое разложение амфотерных гидроксидов

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Номенклатура

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na₂O — оксид натрия, Al₂O₃ — оксид алюминия. Если элемент имеет переменную степень окисления, то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu₂О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II), Fe₂О₃ — оксид железа(III), Cl₂O₇ — оксид хлора(VII).

Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом или одноокисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО₂, триоксид серы SO₃.

Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO₃ и т. д.

В начале XIX века и ранее тугоплавкие, практически не растворимые в воде оксиды химики называли «землями».

Традиционная номенклатура

Оксиды с низшими степенями окисления (субоксиды) иногда называют закись и недокись (например, оксид углерода(II), CO — закись углерода; диоксид триуглерода, C₃O₂ — недокись углерода; оксид азота(I), N₂O — закись азота; оксид меди(I), Cu₂O — закись меди).

Оксиды с высшими степенями окисления (например, оксид железа(III), Fe₂O₃) называют в соответствии с этой номенклатурой окись, а двойные (то есть с разными степенями окисления) оксиды — закись-окись (Fe₃O₄ = FeO·Fe₂O₃ — закись-окись железа, оксид урана(VI)-диурана(V), U₃O₈ — закись-окись урана).

Эта номенклатура, однако, не отличается последовательностью, поэтому такие названия следует рассматривать скорее как традиционные.

Свойства

• При взаимодействии кислотного оксида с основным образуется соль.
• Оксиды взаимодействуют с водой, если образуется растворимая кислота или растворимое основание.
• Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, а кислотные с основаниями.

Основные оксиды

1. Основный оксид + сильная кислота → соль + вода

CuO+H2SO4→CuSO4+H2O{\displaystyle {\mathsf {CuO+H_{2}SO_{4}\rightarrow CuSO_{4}+H_{2}O}}}

2. Сильноосновный оксид + вода → гидроксид

CaO+H2O→Ca(OH)2{\displaystyle {\mathsf {CaO+H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}}}}

3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид → соль

CaO+Mn2O7→Ca(MnO4)2{\displaystyle {\mathsf {CaO+Mn_{2}O_{7}\rightarrow Ca(MnO_{4})_{2}}}}

4. Основный оксид + водород → металл + вода

CuO+H2→Cu+H2O{\displaystyle {\mathsf {CuO+H_{2}\rightarrow Cu+H_{2}O}}}

Примечание: металл менее активный, чем алюминий.

Кислотные оксиды

1. Кислотный оксид + вода → кислота

SO3+H2O→H2SO4{\displaystyle {\mathsf {SO_{3}+H_{2}O\rightarrow H_{2}SO_{4}}}}

Некоторые оксиды, например SiO₂, с водой не вступают в реакцию, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основный оксид → соль

CO2+CaO→CaCO3{\displaystyle {\mathsf {CO_{2}+CaO\rightarrow CaCO_{3}}}}

3. Кислотный оксид + основание → соль + вода

SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O{\displaystyle {\mathsf {SO_{2}+2NaOH\rightarrow Na_{2}SO_{3}+H_{2}O}}}

Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:

Ca(OH)2+CO2→CaCO3↓+H2O{\displaystyle {\mathsf {Ca(OH)_{2}+CO_{2}\rightarrow CaCO_{3}\downarrow +H_{2}O}}}

CaCO3+H2O+CO2→Ca(HCO3)2{\displaystyle {\mathsf {CaCO_{3}+H_{2}O+CO_{2}\rightarrow Ca(HCO_{3})_{2}}}}

4. Нелетучий оксид + соль1 → соль2 + летучий оксид

SiO2+Na2CO3→Na2SiO3+CO2{\displaystyle {\mathsf {SiO_{2}+Na_{2}CO_{3}\rightarrow Na_{2}SiO_{3}+CO_{2}}}}

5. Ангидрид кислоты 1 + безводная кислородосодержащая кислота 2 → Ангидрид кислоты 2 + безводная кислородосодержащая кислота 1

P2O5+2HClO4→2HPO3+Cl2O7{\displaystyle {\mathsf {P_{2}O_{5}+2HClO_{4}\rightarrow 2HPO_{3}+Cl_{2}O_{7}}}}

Амфотерные оксиды

При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

ZnO+2HCl→ZnCl2+H2O{\displaystyle {\mathsf {ZnO+2HCl\rightarrow ZnCl_{2}+H_{2}O}}}

При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

ZnO+2KOH+H2O→K2Zn(OH)4{\displaystyle {\mathsf {ZnO+2KOH+H_{2}O\rightarrow K_{2}}}} (в водном растворе)

ZnO+2KOH→K2ZnO2+H2O↑{\displaystyle {\mathsf {ZnO+2KOH\rightarrow K_{2}ZnO_{2}+H_{2}O\uparrow }}} (при сплавлении)

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 + 3O₂ → 2Al₂O₃

Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.

Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na₂O₂,

2Na + O₂ → 2Na₂O₂

Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO₂:

K + O₂  →  KO₂

Примечания: металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

4Cr + 3O₂ → 2Cr₂O₃

Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

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.) → 2P₂O₅

4P + 3O_2(нед.) → 2P₂O₃

Но есть некоторые исключения.

Например, сера сгорает только до оксида серы (IV):

S + O₂ → SO₂

Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000оС), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):

N₂ + O₂ = 2NO

Не окисляется кислородом фтор F₂ (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl₂, 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 FeS₂ образуются  оксид железа (III) и оксид серы (IV):

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Сероводород горит с образованием оксида серы (IV)  при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:

2H₂S + 3O_2(изб.) → 2H₂O + 2SO₂

2H₂S + O_2(нед.) → 2H₂O + 2S

А вот аммиак горит с образованием простого вещества N₂, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:

4NH₃ + 3O₂ →2N₂ + 6H₂O

А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

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):

H₂CO₃ → H₂O + CO₂

H₂SO₃ → H₂O + SO₂

NH₄OH → NH₃ + H2O

2AgOH → Ag₂O + H₂O

2CuOH → Cu₂O + H₂O

При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей.

Например, нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:

Li₂CO₃ → CO₂ + Li₂O

CaCO₃ →  CaO + CO₂

Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂ + O₂

Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Классификация

В зависимости от химических свойств различают:

• Солеобразующие оксиды:
  • основные оксиды (например, оксид натрия Na₂O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;
  • кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO₃, оксид азота(IV) NO₂): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;
  • амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al₂О₃): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);
• Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N₂O, оксид азота(II) NO, оксид кремния(II) SiO.

Существуют сложные оксиды, включающие в молекулу атомы двух и более элементов, кроме кислорода — например, оксид лития-кобальта(III) Li₂O·Co₂O₃, и двойные оксиды, в которые атомы одного и того же элемента входят в двух или более степенях окисления — например, оксид марганца(II,IV) Mn₅O₈. Во многих случаях такие оксиды могут рассматриваться как соли кислородсодержащих кислот. Так, оксид лития-кобальта(III) можно рассматривать как кобальтит лития Li₂Co₂O₄, а оксид марганца(II,IV) — как ортоманганит марганца Mn₃(MnO₄)₂.

Применение оксидов

Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO₃ используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.

Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

Оксид кремния SiO₂ является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr₂O₃ применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).

Оксид углерода CO₂, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.