Оксиды. PDF Печать E-mail
Неорганическая химия.

 

Классификация и номенклатура.

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

Оксиды делят на две группы: солеобразующие и несолеобразующие, а каждую из групп, в свою очередь, подразделяют на несколько подгрупп:

НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ: безразличные, пероксиды, солеобразные

СОЛЕОБРАЗУЮЩИЕ: основные, амфотерные, кислотные

 

Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, поэтому прежде всего следует рассмотреть номенклатуру оксидов.

Согласно современной международной номенклатуре любой оксид называется оксидом с указанием римскими цифрами степени окисления элемента, например: SО2 - оксид серы (IV), SO3 - оксид серы (VI), CrO - оксид хрома (II), Сr2О3 - оксид хрома (III), СrО3 - оксид хрома (VI).

Получение и свойства. 

Основные оксиды. К основным относятся оксиды типичных металлов, им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований.

Получение основных оксидов:

1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

2Mg + О2 = 2МgО,

2Сu + О2 = 2СuО.

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na2О, К2О крайне труднодоступны.

2. Обжиг сульфидов:

2CuS + ЗО2 = 2СuО + 2SО2,

4FeS2 + 11О2 = 2Fе2О3 + 8SО2.

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3. Разложение гидроксидов:

                 to 
Cu(OH)2 = CuO + H2O


Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

 

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

               to 
BaCO3 = BaO + CO2
                     to 
2Рb(NО3)2 = 2PbО + 4NO2+O2
                to 
4FеSО4 = 2Fe2O3 + 4SO4 + O2


Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

                to 
[ZnOH]2 = 2ZnO + CO2 + H2 O


Свойства основных оксидов. Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О2-, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

            t0 
2HgO = 2Hg + O2 
             t0 
2Ag2O = 4Ag + O2


Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции c кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

ВаО + SiO2 = ВаSiO3,

МgО + Аl2О3 = Мg(AlO2)2,

ZnО + Н24 = ZnSО4 + Н2О.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:


Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

                      t0 
Fe2O3+2Al = Al2O3 + 2Fe 
                         t0 
3CuO+2NH3 = 3Cu + N2+3H2
                   t0 
4FeO+O2 = 2Fe2 + O3


Кислотные оксиды. Кислотные оксиды представляют ее оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

                t0 
4P+5O2 = 2P2 + O5 
                    to 
2ZnS+3O2 = 2ZnO + 2SO2 
                                  to 
K2Cr2O7+H2SO4 = 2CrO3↓+ K2SO4+H2
2SiO3 + 2НСl = 2NаСl + SiO2↓ + Н2О


Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействует с водой с образованием кислот:

 SO3+ H2O = H2SO4

CO2+ H2O = H2CO3

P2O5+ H2O = 2HPO3

P2O5+ 3H2O = 2H3PO4

P2O5+ 2H2O = H4P2O7 

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, с щелочами:

                         to 
P2O5+Al2O3 = 2AlPO4


Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3↓ + Н2О.

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:

               to 
CO2+C = 2CO 

                 to 
2SO2+O2 ↔  2SO3

2 + 2Н2S = 3S + 2Н2О,

4CrO3 + С2Н5ОН = 2Сr2О3 + 2СО2 + ЗН2О.

Амфотерные оксиды обладают двойственной природой: они одновременно способны к реакциям, в которые вступают как основные, так и кислотные оксиды, т.е. реагируют и с кислотами, и со щелочами:

Аl2О3 + 6НСl = 2АlСl3 + ЗН2О,

Аl23 + 2NаОН + ЗН2О = 2Nа[Аl(ОН)4].

К числу амфотерных оксидов относятся оксид алюминия Аl2О3, оксид хрома (III) Сr2О3, оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnО, оксид железа (III) Fe2О3 и ряд других.

Идеально амфотерным оксидом является вода Н2О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства). Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворенных в ней солей:

   Сu2+ + Н2О←→ Сu(ОН)+ + Н+

   СО32- + Н2О ↔ НСО3- + ОН-.

 alt

 

 

 

 

scroll back to top
 
 

Авторизация



Заказать работу