Содержание

Определение

Классификация

Номенклатура

Физические свойства

Химические свойства

- Основные оксиды.

- Кислотные оксиды.

- Амфотерные оксиды.

Получение оксидов

Применение

 Определение

Окси́д (о́кисел, о́кись) — это соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.

Оксиды — весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Окислами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом.

Соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидов.

Оксиды, соединения элементов с кислородом. В оксидах степень окисления атома кислорода — 2. К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом, кроме содержащих атомы О, соединенные друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озониды), и соединения фтора с кислородом (OF2 и др.). Последние следует называть не оксидами, а фторидами кислорода, т. к. степень окисления кислорода в них положительная.

Оксидами называют соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород.

Классификация

В зависимости от химических свойств различают:

а) солеобразующие оксиды

Большинство оксидов - солеобразующие; при солеобразовании, протекающем обычно при нагревании, например,

Na2O + SiO2 = Na2SiO3,

степени окисления элементов не изменяются. Известно несколько несолеобразующих оксидов (например, NO), не вступающих в подобные реакции. Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные. Элемент основного оксида (Li2O, BaO и др.) при образовании соли например,

ВаО + SO3 = BaSO4

становится катионом, элемент кислотного оксида (например, SO3, NO2, P2O5) входит в состав кислородсодержащего аниона соли. Амфотерные оксиды (например, ZnO, BeO, А12О3) могут реагировать и как основные оксиды, и как кислотные.

- основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид купрума (II) CuO); оксиды металлов, валентность которых I-II, кроме ZnO. Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Основным оксидам соответствуют основания. Например, оксиду кальция CaO отвечает гидроксид кальция Ca(OH)2, оксиду кадмия CdO – гидроксид кадмия Cd(OH)2.

- кислотные оксиды (например, оксид серы (VI) SO3, оксид азота (IV) NO2); оксиды металлов с валентностью V-VII и оксиды неметаллов. Кислотными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Им соответствуют кислоты. Например, оксиду серы (IV) соответствует сернистая кислота H2SO3.

- амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3); оксиды металлов с валентностью III-IV и ZnO. Оксиды, гидратные соединения которых проявляют свойства как кислот, так и оснований, называются амфотерными. Например: оксид алюминия Al2O3, оксид марганца (IV) MnO2.

б) несолеобразующие оксиды (например, оксид углерода (II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота (II) NO, оксид кремния (II) SiO).

Простые оксиды типичных металлов (щелочных и щелочноземельных элементов) при соединении с водой присоединяют протон и вызывают ее диссоциацию с образованием гидроксильных групп (OH)- , и оксония H3O+, такие оксиды называются основаниями. Оксиды типичных неметаллов при растворении в воде способны отщеплять протон с образованием оксоанионов и оксония, такие оксиды называются ангидридами (кислотными оксидами).

Примеры основных оксидов: Na2O (гемиоксид натрия), Mg0 (периклаз), CaO (известь), FeO (вюстит)

Амфотерные оксиды: MnO2 (пиролюзит), Al2O3 (корунд), TiO2 (рутил), ZrO2 (бадделеит)

Ангидриды: SiO2 (модификации кремнезема), WO3 (тунгстит), CO2 (диоксид углерода), B2O3 (сесквиоксид бура), P2O5 (гемипентаксид фосфора)

Сложные оксиды можно рассматривать как товар соединения двух или более простых оксидов друг с другом, при этом кислотно-основные свойства соединяющихся оксидов должны быть близкими. В противном случае, чем выше различия кислотно-основных свойств соединяющихся простых оксидов, тем в большей степени образовавшееся соединение будет близко к типичным кислородным солям (оксосолям). Таким образом, сложные оксиды и оксосоли связаны постепенным переходом, поэтому резкую границу между сложными оксидами и оксосолями провести невозможно.

В случае близкой кристаллохимической роли обоих катионов, в частности, при совпадении координационных чисел, кислородное соединение, содержащее несколько сортов катионов, можно считать сложным оксидом. Например, в структурах минералов группы вольфрамита - ферберита FeWO4 и гюбнерита MnWO4, координационные числа железа и марганца равны шести, как и координационное число вольфрама. Минералы этой группы относятся к сложным оксидам. В структуре шеелита Ca[WO4] координационное число кальция равно восьми, а вольфрама - четырем. В этом случае вольфрам формирует комплексные анионы, поэтому шеелит является вольфраматом кальция - типичной оксосолью. И действительно, минералы группы вольфрамита можно считать товаром соединения оксида железа со слабыми основными свойствами, или амфотерного оксида марганца, со слабым ангидридом - оксидом вольфрама, а шеелит является товаром соединения этого же ангидрида с известью, обладающей ярко выраженными основными свойствами.

 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 образует несколько оксидов, то в их названиях указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu2О — оксид купрума (I), CuO — оксид купрума (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, моноокисью или закисью, 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.

При составлении формул оксидов необходимо помнить, что молекула всегда электронейтральна, т.е. она содержит одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Степень окисления кислорода в оксидах всегда – 2. Выравнивание зарядов производят индексами, которые ставят внизу справа у элемента.

Характерная степени окисления элементов определяется следующим образом:

I группа – в основном +1,

II группа – в основном +2,

III группа – в основном +3,

IV группа – в основном +2, +4 (четные числа),

V группа – в основном +3, +5 (нечетные числа),

VI группа – в основном +2, +4, +6 (четные числа),

VII группа – в основном +3, +5, +7 (нечетные числа).

Физические свойства

При комнатной температуре большинство оксиды - твердые вещества (СаО, Fe2O3 и др.), некоторые - жидкости (Н2О, Сl2О7 и др.) и газы (NO, SO2 и др.). Химическая связь в оксидах - ионная и ионно-ковалентная.

Температуры плавления и кипения оксидов понижаются с возрастанием в них доли ковалентной связи. Многим оксидам в твердом состоянии присущ полиморфизм. Некоторые оксиды элементов III, IV, V гр. (например, В, Si, As, Р) образуют рентгеноаморфные стекла. Оксиды s- и p-элементов (например, MgO, Аl2О3, SiO2) - диэлектрики, оксиды переходных металлов (Fe, Сг и др.) часто обладают свойствами полупроводников. Некоторые оксиды - пьезоэлектрики (например, кварц), ферромагнетики [оксиды Fe, Cr (IV) и др.]. Вследствие своей многочисленности, разнообразия свойств и доступности оксиды представляют исключительно важный класс неорганических веществ.

Уменьшение степени окисления элемента и увеличение радиуса его иона делает оксид более основным, наоборот, увеличение степени окисления и уменьшение ионного радиуса - более кислотным (например, МnО - основной оксид, Мn2О7 - кислотный). Многие оксиды, например Рb3О4, Fe3O4, содержащие элемент в разных степенях окисления, являются двойными оксидами: (PbII2, PbIV)O4, (FeII, FeIII2)O4. Среди оксидов, особенно среди оксидов d-элементов, много нестехиометрических соединений.

Все основные оксиды – твердые вещества, чаще нерастворимые в воде, окрашенные в различные цвета, например Cu2O –красного цвета, MgO – белого.

Кислотные оксиды могут быть твердыми, жидкими и газообразными: Р2О5 – твердый, SiO2 – твердый, СО2 – газообразный, SO3 – жидкий. К воде относятся по-разному (Р2О5 – растворимый, SiO2 – нерастворимый).

Поскольку это оксиды металлов, то они, как и основные оксиды, твердые вещества, мало или нерастворимые в воде. (Al2O3 – нерастворим в Н2О). Некоторые из них имеют характерную окраску (Fe2О3 – бурый).

Химические свойства

Оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов активно реагируют с водой, образуя щелочи, например:

К2О + Н2О = 2КОН;

некоторые кислотные оксиды - ангидриды неорганических кислот - активно взаимодействуют с водой, давая кислоты, например:

SO3 + Н2О = H2SO4.

Большинство оксидов металлов в компактном состоянии при комнатной температуре с водой не реагируют. Основные оксиды обычно быстро реагируют с кислотами в растворе с образованием солей, например:

Восстановители (С, Н2, активные металлы, в частности Mg, Al) при нагревании восстанавливают многие оксиды до металла, например:

При сильном нагревании оксидов с углеродом часто образуются карбиды (например, СаО + ЗС = СаС2 + СО), при хлорировании смеси оксидов с углем - хлориды (например, В2О3 + ЗС + + ЗСl2 = 2ВСl3 + 3СО).

1. Основный оксид + кислота = соль + вода

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

Примечание: кислота ортофосфорная или сильная.

2. Сильноосновный оксид + вода = щелочь

CaO + H2O = Ca(OH)2

3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид = соль

CaO + Mn2O7 = Ca(MnO4)2

Na2O + CO2 = Na2CO3

4. Основный оксид + водород = металл + вода

CuO + H2 = Cu + H2O

Примечание: металл менее активный, чем алюминий.

- Кислотные оксиды.

1. Кислотный оксид + вода = кислота

SO3 + H2O = H2SO4

Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не реагируют, поэтому их кислоты получают косвенным путём.

2. Кислотный оксид + основной оксид = соль

CO2 + CaO = CaCO3

3. Кислотный оксид + основание = соль + вода

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

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

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O

CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

4. Нелетучий оксид + соль1 = соль2 + летучий оксид

SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑

- Амфотерные оксиды.

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

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

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

ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4)] (в водном растворе)

ZnO + CaO = CaZnO2 (при сплавлении)

Получение оксидов

Многие оксиды образуются при взаимодействии простых веществ с кислородом (Li2O, СаО, La2O3, SO2 и др.). Оксиды металлов обычно получают термическим разложением гидроксидов, карбонатов, нитратов и др. солей кислородсодержащих кислот (например, СаСО3 = СаО + СО2), анодным окислением металлов, оксиды неметаллов - окислением кислородом водородсодержащих соединений неметаллов (например, 2H2S 4+ 3О2 = 2SO2 + 2H2O).

- Основные оксиды

1. Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, желтого металла и Платины) с кислородом:

2H2 + O2 = 2H2O

2Cu + O2 = 2CuO

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

2Na + O2 = Na2O2

K + O2 = KO2

2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2

2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O

3. Термическое разложение солей:

CaCO3 = CaO + CO2↑

2FeSO4 = Fe2O3 + SO2↑ + SO3↑

4. Термическое разложение оснований или кислот:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O↑

4HNO3 = 4NO2↑ + O2↑ + 2H2O

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

4FeO + O2 = 2Fe2O3

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2↑

6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:

Zn + H2O = ZnO + H2↑

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

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5↑

8. Взаимодействие металлов с кислотами-оксилителями:

Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:

2KClO4 + H2SO4(конц) = K2SO4 + Cl2O7 + H2O

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

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2↑

Применение

В промышленности в больших количествах получают СаО, Аl2О3, MgO, SO3, CO, CO2, NO и другие оксиды. Используют оксиды как огнеупоры (SiO2, MgO, Al2O3 и др.), адсорбенты (SiO2-сшгака-гель, Аl2О3 и др.), Катализаторы (V2O5, Al2O3 и др.), в производстве строительных материалов, стекол, фарфора, фаянса, магнитных материалов, пьезоэлектриков и др. Оксиды металлов (Fe, Ni, Al, tin metal и др.) - сырье в производстве металлов, оксиды неметаллов (например, S, Р, N) - в производстве соответствующих кислот.

В литосфере содержится оксид кремния - песок, оксид алюминия - глина. Они незаменимы в строительстве. Из глины делают керамическую посуду. Оксид железа - красный железняк и Fe3O4 - магнетит используют для получения железа. Оксид кальция необходим для получения гашеной извести, которая используется для побелки.

Оксиды широко распространены в природе. В очень больших количествах встречаются Н2О и SiO2. Многие минералы являются оксидами (гематит Fe2O3, магнетит Fe3O4, касситерит SnO2 и др.).

Источники

Годовиков А.А. Минералогия, М., Недра, 1983.

Опубликовано на forexAW.com: Пятница, 15 Январь, 2010 года — 10:13.

Последнее редактирование: Воскресенье, 22 Май, 2011 года — 18:50.