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 О^2-, 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 + Н₂SО₄ = 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+3H₂O 
                   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 
                    t^o 
2ZnS+3O₂ = 2ZnO + 2SO₂ 
                                  t^o 
K₂Cr₂O₇+H₂SO₄ = 2CrO₃↓+ K₂SO₄+H₂O 
Nа₂SiO₃ + 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:

                         t^o 
P₂O₅+Al₂O₃ = 2AlPO₄

Са(ОН)₂ + СО₂ = СаСО₃↓ + Н₂О.

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

               t^o 
CO₂+C = 2CO 

                 t^o 
2SO₂+O₂ ↔  2SO₃

SО₂ + 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,

Аl₂2О₃ + 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⁺

   СО₃^2- + Н₂О ↔ НСО₃^- + ОН^-.