Оксиды. Окислительно-восстановительные свойства оксидов металлов
Черный оксид Black oxide - Черный оксид .
Оксид черного цвета на поверхности металла, полученный в результате погружения в расплав или горячий раствор солей.
(Источник: «Металлы и сплавы. Справочник.» Под редакцией Ю.П. Солнцева; НПО "Профессионал", НПО "Мир и семья"; Санкт-Петербург, 2003 г.)
Смотреть что такое "Черный оксид" в других словарях:
Оксид меди(II) … Википедия
Оксид меди(II) Общие Систематическое наименование Оксид меди(II)) Химическая формула … Википедия
У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид ванадия. Оксид ванадия(III) Общие Химическая формула V2O3 Эмпирическая формула O3V2 Физические свойства … Википедия
Фосфор(P) Атомный номер 15 Внешний вид простого вещества Белый фосфор белый, восковидный, слегка фосфоресцирующий Свойства атома Атомная масса (молярная масса) 30,973762 а. е. м. (г/моль) Радиус атома … Википедия
Бисмутум оксидатум - Bismutum oxydatum, Висмута оксид - Встречается в виде природного минерала бисмита, получается также прокаливанием карбоната или нитрата висмута. Порошок лимонно желтого цвета В воде не растворяется. В гомеопатии используется химически чистый оксид висмута. Приготовление… … Справочник по гомеопатии
У этого термина существуют и другие значения, см. Ванадий (значения). 23 Титан ← Ванадий → Хром … Википедия
Существуют следующие хлориды хрома: Название Формула Температура плавления Температура кипения Цвет Оксид хрома(II) CrO черный Оксид хрома(III) Cr2O3 2440 °C 3000 °C зеленый Оксид хрома(IV) CrO2 … Википедия
Cu (cuprum), химический элемент IB подгруппы (семейства монетных металлов Cu, Ag, Au) периодической системы элементов. Известна и широко используется с древних времен (медный век, бронзовый век). Медь наряду с серебром и золотом используется для… … Энциклопедия Кольера
И; ж. 1. Химический элемент (Сu), ковкий металл желтого цвета с красноватым отливом (широко применяется в промышленности). Добыча меди. Надраить м. самовара. Изготовить из меди котелок. 2. собир. Изделия из этого металла. Вся м. в подвале… … Энциклопедический словарь
Действующее вещество ›› Железа сульфат + Фолиевая кислота* + Цианокобаламин* (Ferrous sulfate + Folic acid + Cyanocobalamin) Латинское название Ferro Folgamma АТХ: ›› B03AE01 Препараты железа в комбинации с витамином B12 и фолиевой кислотой… … Словарь медицинских препаратов
Оксиды - это бинарные соединения элемента с кислородом, находящимся в степени окисления (-2). Оксиды являются характеристическими соединениями для химических элементов . Неслучайно Д.И. Менделеев при составлении периодической таблицы ориентировался на стехиометрию высшего оксида и объединял в одну группу элементы с одинаковой формулой высшего оксида. Высший оксид - это оксид, в котором элемент присоединил максимально возможное для него количество кислородных атомов. В высшем оксиде элемент находится в своей максимальной (высшей) степени окисления. Так, высшие оксиды элементов VI группы, как неметаллов S, Se, Te, так и металлов Cr, Mo, W, описываются одинаковой формулой ЭО 3 . Все элементы группы проявляют наибольшее сходство именно в высшей степени окисления. Так, например, все высшие оксиды элементов VI группы - кислотные.
Оксиды - это самые распространенные соединения в металлургических технологиях .
Многие металлы находятся в земной коре в виде оксидов . Из природных оксидов получают такие важные металлы, как Fe, Mn, Sn, Cr.
В таблице приведены примеры природных оксидов, используемых для получения металлов.
Ме | Оксид | Минерал |
Fe | Fe 2 O 3 и Fe 3 O 4 | Гематит и магнетит |
Mn | MnO 2 | пиролюзит |
Cr | FeO . Cr 2 O 3 | хромит |
Ti | TiO 2 и FeO . TiO 2 | Рутил и ильменит |
Sn | SnO 2 | Касситерит |
2ZnS + 3O 2 = 2 ZnO + 2SO 2
Природные гидроксиды и карбонаты подвергают термическому разложению, приводящему к образованию оксида.
2MeOOH = Me 2 O 3 + H 2 O
MeCO 3 = MeO + CO 2
Кроме того, поскольку металлы, находясь в окружающей среде, окисляются кислородом воздуха, а при высоких температурах, характерных для многих металлургических производств, окисление металлов усиливается, необходимы знания о свойствах получаемых оксидов.
Приведенные выше причины объясняют, почему при обсуждении химии металлов оксидам уделяется особое внимание.
Среди химических элементов металлов - 85, и многие металлы имеют не по одному оксиду, поэтому класс оксидов включает огромное количество соединений, и эта многочисленность делает обзор их свойств непростой задачей. Тем не менее, постарается выявить:
- общие свойства, присущие всем оксидам металлов,
- закономерности в изменениях их свойств,
- выявим химические свойства оксидов, наиболее широко используемых в металлургии,
- приведем некоторые из важных физических характеристик оксидов металлов.
Оксиды металлов различаются стехиометрическим соотношением атомов металла и кислорода . Эти стехиометрические соотношения определяют степень окисления металла в оксиде.
В таблице приведены стехиометрические формулы оксидов металлов в зависимости от степени окисления металла и указано, какие именно металлы способны образовывать оксиды данного стехиометрического типа.
Помимо таких оксидов, которые в общем случае могут быть описаны формулой МеО Х/2 , где Х - это степень окисления металла, существуют также оксиды, содержащие металл в разных степенях окисления, например, Fe 3 O 4 , а также, так называемые, смешанные оксиды, например, FeO . Cr 2 O 3 .
Не все оксиды металлов имеют постоянный состав, известны оксиды переменного состава, например, TiOx, где x = 0,88 - 1,20; FeOx, где x = 1,04 - 1,12 и др.
Оксиды s-металлов имеют только по одному оксиду. Металлы p- и d- блоков, как правило, имеют несколько оксидов, исключение Al, Ga, In и d-элементы 3 и 12 групп.
Оксиды типа MeO и Ме 2 О 3 образуют почти все d-металлы 4 периода . Для большинства d-металлов 5 и 6 периодов характерны оксиды, в которых металл, находится в высоких степенях окисления ³ 4 . Оксиды типа МеО, образуют только Cd, Hg и Pd; типа Me 2 O 3 , помимо Y и La, образуют Au, Rh; серебро и золото образуют оксиды типа Ме 2 O.
Стехиометрические типы оксидов металлов
Степень окисления | Тип оксида | Металлы, образующие оксид |
+1 | Me 2 O | Металлы 1 и 11 групп |
+2 | MeO | Все d -металлы 4 периода (кроме Sc), все металлы 2 и 12 групп , а также Sn, Pb; Cd, Hg и Pd |
+3 | Me 2 O 3 | Почти все d -металлы 4 периода (кроме Cu и Zn), все металлы 3 и 13 групп , Au, Rh |
+4 | MeO 2 | Металлы 4 и 14 групп и многие другие d-металлы: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, Pt |
+5 | Me 2 O 5 | Металлы 5 и 1 5 групп |
+6 | MeO 3 | Металлы 6 группы |
+7 | Me 2 O 7 | Металлы 7 группы |
+8 | MeO 4 | Os и Ru |
Структура оксидов
Подавляющее большинство оксидов металлов при обычных условиях - это твердые кристаллические вещества. Исключение - кислотный оксид Mn 2 O 7 (это жидкость темно-зеленого цвета). Лишь очень немногие кристаллы кислотных оксидов металлов имеют молекулярную структуру, это кислотные оксиды с металлом в очень высокой степени окисления: RuO 4 , OsO4, Mn 2 O 7 , Tc 2 O 7 , Re 2 O 7 .
В самом общем виде структуру многих кристаллических оксидов металлов можно представить как регулярное трехмерное расположение кислородных атомов в пространстве, в пустотах между кислородными атомами находятся атомы металлов. Поскольку кислород - это очень электроотрицательный элемент, он перетягивает часть валентных электронов от атома металла, преобразуя его в катион, а сам кислород переходит в анионную форму и увеличивается в размерах за счет присоединения чужих электронов. Крупные кислородные анионы образуют кристаллическую решетку, а в пустотах между ними размещаются катионы металлов. Только в оксидах металлов, находящихся в небольшой степени окисления и отличающихся небольшим значение электроотрицательности, связь в оксидах можно рассматривать как ионную. Практически ионными являются оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. В большинстве оксидов металлов химическая связь оказывается промежуточной между ионной и ковалентной . С повышением степени окисления металла вклад ковалентной составляющей возрастает.
Кристаллические структуры оксидов металлов
Координационные числа металлов в оксидах
Металл в оксидах характеризуется не только степенью окисления, но и координационным числом , указывающим, какое количество кислородных атомов он координирует .
Очень распространенным в оксидах металлов является координационное число 6, в этом случае катион металла находится в центре октаэдра, образованного шестью кислородными атомами. Октаэдры так упаковываются в кристаллическую решетку, чтобы выдерживалось стехиометрическое соотношение атомов металла и кислорода. Так в кристаллической решетке оксида кальция, координационное число кальция равно 6. Кислородные октаэдры с катионом Ca 2+ в центре так объединяются между собой, что каждый кислород оказывается в окружении шести атомов кальция, т.е. кислород принадлежит одновременно 6 атомам кальция. Говорят, что такой кристалл имеет координацию (6, 6). Первым указывается координационное число катиона, а вторым аниона. Таким образом формулу оксида СаО следовало бы записать
СаО 6/6 ≡ СаО.
В оксиде TiO 2 металл также находится в октаэдрическом окружении кислородных атомов, часть кислородных атомов соединяется противоположными ребрами, а часть вершинами. В кристалле рутила TiO 2 координация (6, 3) означает, что кислород принадлежит трем атомам титана. Атомы титана образуют в кристаллической решетке рутила прямоугольный параллепипед.
Кристаллические структуры оксидов достаточно разнообразны. Металлы могут находиться не только в октаэдрическом окружении из кислородных атомов, но и в тетраэдрическом окружении, например в оксиде BeO ≡ BeO 4|4 . В оксиде PbO, также имеющем координацию кристалла (4,4), свинец оказывается в вершине тетрагональной призмы, в основании которой находятся атомы кислорода.
Атомы металла могут находиться в разном окружении кислородных атомов, например в октаэдрических и в тетраэдрических пустотах, и металл при этом оказывается в разных степенях окисления , как например, в магнетите Fe 3 O 4 ≡ FeO . Fe 2 O 3 .
Дефекты в кристаллических решетках объясняют непостоянство состава некоторых оксидов.
Представление о пространственных структурах позволяет понять причины образования смешанных оксидов. В пустотах между кислородными атомами могут находиться атомы не одного металла, а двух разных
, как например,
в хромите FeO .
Cr 2 O 3 .
Структура рутила
Некоторые физические свойства оксидов металлов
Подавляющее большинство оксидов при обычной температуре это твердые вещества. Они имеют меньшую плотность, чем металлы.
Многие оксиды металлов являются тугоплавкими веществами . Это позволяет использовать тугоплавкие оксиды как огнеупорные материалы для металлургических печей.
Оксид CaO получают в промышленном масштабе в объеме 109 млн т/год. Его используют для футеровки печей. В качестве огнеупоров используют также оксиды BeO и MgO. Оксид MgO один из немногих огнеупоров очень устойчивых к действию расплавленных щелочей.
Иногда тугоплавкость оксидов создает проблемы при получении металлов электролизом из их расплавов. Так оксид Al 2 O 3 , имеющий температуру плавления около 2000 о С, приходится смешивать с криолитом Na 3 , чтобы снизить температуру плавления до ~ 1000 о С, и через этот расплав пропускать электрический ток.
Тугоплавкими являются оксиды d-металлов 5 и 6 периодов Y 2 O 3 (2430), La 2 O 3 (2280), ZrO 2 (2700), HfO 2 (2080), Ta 2 O 5 (1870), Nb 2 O 5 (1490), а также многие оксиды d-металлов 4 периода (см. табл.). Высокие температуры плавления имеют все оксиды s-металлов 2 группы, а также Al 2 O 3 , Ga 2 O 3 , SnО,SnO 2 , PbO (см. табл.).
Низкие температуры плавления (о С) обычно имеют кислотные оксиды: RuO 4 (25), OsO 4 (41); Te 2 O 7 (120), Re 2 O 7 (302), ReO 3 (160), CrO 3 (197). Но некоторые кислотные оксиды имеют достаточно высокие температуры плавления (о С): MoO 3 (801) WO 3 (1473), V 2 O 5 (680).
Некоторые из основных оксидов d-элементов, завершающих ряды, оказываются непрочными, плавятся при низкой температуре или при нагревании разлагаются. Разлагаются при нагревании HgO (400 o C), Au 2 O 3 (155), Au 2 O, Ag 2 O (200), PtO 2 (400).
При нагревании выше 400 о С разлагаются и все оксиды щелочных металлов с образованием металла и пероксида. Оксид Li 2 O более устойчив и разлагается при температуре выше 1000 о С.
В таблице, приведенной ниже, приводятся некоторые характеристики d-металлов 4 периода, а также s- и p-металлов.
Характеристики оксидов s- и р-металлов
Me | Оксид | Цвет | Т пл., оС | Кислотно-основной характер |
s-металлы | ||||
Li | Li 2 O | белый | Все оксиды разлагаются при T > 400 о С, Li 2 O при Т > 1000 o C |
Все оксиды щелочных металлов основные, растворяются в воде |
Na | Na 2 O | белый | ||
K | K 2 O | желтый | ||
Rb | Rb 2 O | желтый | ||
Cs | Cs 2 O | оранжевый | ||
Be | BeO | белый | 2580 | амфотерный |
Mg | MgO | белый | 2850 | основной |
Ca | CaO | белый | 2614 | Основные, ограниченно растворяются в воде |
Sr | SrO | белый | 2430 | |
Ba | BaO | белый | 1923 | |
p-металлы | ||||
Al | Al 2 O 3 | белый | 2050 | амфотерный |
Ga | Ga 2 O 3 | желтый | 1795 | амфотерный |
In | In 2 O 3 | желтый | 1910 | амфотерный |
Tl | Tl 2 O 3 | коричневый | 716 | амфотерный |
Tl 2 O | черный | 303 | основной | |
Sn | SnO | темно-синий | 1040 | амфотерный |
SnO 2 | белый | 1630 | амфотерный | |
Pb | PbO | красный | Переходит в желтый при Т > 490 о С | амфотерный |
PbO | желтый | 1580 | амфотерный | |
Pb 3 O 4 | красный | Разл. | ||
PbO 2 | черный | Разл. При 300 о С | амфотерный | |
Характеристики оксидов d-металлов 4 периода
Оксид | Цвет | r, г/см3 | Т пл., оС | - ΔGo, кДж/моль | - ΔHo, кДж/моль | Преобладающий Кислотно-основной характер |
|
Sc | Sc 2 O 3 | белый | 3,9 | 2450 | 1637 | 1908 | основной |
Ti | TiO | коричневый | 4,9 | 1780, p | 490 | 526 | основной |
Ti 2 O 3 | фиолетовый | 4,6 | 1830 | 1434 | 1518 | основной | |
TiO 2 | белый | 4,2 | 1870 | 945 | 944 | амфотерный | |
V | VO | серый | 5,8 | 1830 | 389 | 432 | основной |
V 2 O 3 | черный | 4,9 | 1970 | 1161 | 1219 | основной | |
VO 2 | синий | 4,3 | 1545 | 1429 | 713 | амфотерный | |
V 2 O 5 | оранжевый | 3,4 | 680 | 1054 | 1552 | кислотный | |
Cr | Cr 2 O 3 | зеленый | 5,2 | 2335 p | 536 | 1141 | амфотерный |
CrO 3 | красный | 2,8 | 197 p | 513 | 590 | кислотный | |
Mn | MnO | Серо-зеленый | 5,2 | 1842 | 385 | 385 | основной |
Mn 2 O 3 | коричневый | 4,5 | 1000 p | 958 | 958 | основной | |
Mn 3 O 4 | коричневый | 4,7 | 1560 p | 1388 | 1388 | ||
MnO 2 | коричневый | 5,0 | 535 p | 521 | 521 | амфотерный | |
Mn 2 O 7 | зеленый | 2,4 | 6, 55 p | 726 | кислотный | ||
Fe | FeO | Черный | 5,7 | 1400 | 265 | 265 | основной |
Fe 3 O 4 | черный | 5,2 | 1540 p | 1117 | 1117 | ||
Fe 2 O 3 | коричневый | 5,3 | 1565 p | 822 | 822 | основной | |
Co | CoO | Серо-зеленый | 5,7 | 1830 | 213 | 239 | основной |
Co 3 O 4 | черный | 6,1 | 900 p | 754 | 887 | ||
Ni | NiO | Серо-зеленый | 7,4 | 1955 | 239 | 240 | основной |
Cu | Cu 2 O | оранжевый | 6,0 | 1242 | 151 | 173 | основной |
CuO | черный | 6,4 | 800 p | 134 | 162 | основной | |
Zn | ZnO | белый | 5,7 | 1975 | 348 | 351 | амфотерный |
Кислотно-основной характер оксидов зависит от степени окисления металла и от природы металла.
Чем ниже степень окисления, тем сильнее проявляются основные свойства. Если металл находится в степени окисления Х £ 4 , то его оксид имеет либо основной, либо амфотерный характер.
Чем выше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства . Если металл находится в степени окисления Х ≥ 5 , то его гидроксид имеет кислотный характер.
Кроме кислотных и основных оксидов существуют амфотерные оксиды, проявляющие одновременно и кислотные и основные свойства .
Амфотерны все оксиды p-металлов, кроме Tl 2 O .
Из s -металлов только Be имеет амфотерный оксид.
Среди d-металлов амфотерными являются оксиды ZnO, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Au 2 O 3 , и практически все оксиды металлов в степени окисления +4 за исключением основных ZrO 2 и HfO 2 .
Большинство оксидов, в том числе, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и диоксиды металлов проявляют амфотерность лишь при сплавлении со щелочами. С растворами щелочей взаимодействуют ZnO, VO 2 , Au 2 O 3 .
Для оксидов, помимо кислотно-основных взаимодействий, т. е. реакций между основными оксидами и кислотами и кислотными оксидами, а также реакций кислотных и амфотерных оксидов со щелочами, характерны также окислительно-восстановительные реакции.
Окислительно-восстановительные свойства оксидов металлов
Поскольку в любых оксидах металл находится в окисленном состоянии, все оксиды без исключения способны проявлять окислительные свойства .
Самые распространенные реакции в пирометаллургии - это окислительно-восстановительные взаимодействия между оксидами металлов и различными восстановителями, приводящие к получению металла.
Примеры
2Fe 2 O 3 + 3C = 4Fe + 3CO 2
Fe 3 O 4 + 2C = 3Fe + 2CO 2
MnO 2 +2C = Mn + 2CO
SnO 2 + C = Sn + 2CO 2
ZnO + C = Zn + CO
Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3
WO 3 + 3H 2 = W + 3H 2 O
Если металл имеет несколько степеней окисления, то при достаточном повышении температуры становится возможным разложение оксида с выделением кислорода.
4CuO = 2Cu 2 O + O 2
3PbO 2 = Pb 3 O 4 + O 2 ,
2Pb 3 O 4 = O 2 + 6PbO
Некоторые оксиды, особенно оксиды благородных металлов, при нагревании могут разлагаться с образованием металла.
2Ag 2 O = 4Ag + O 2
2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2
Сильные окислительные свойства некоторых оксидов используются на практике. Например,
Окислительные свойства оксида PbO 2 используют в свинцовых аккумуляторах, в которых за счет химической реакции между PbO 2 и металлическим свинцом получают электрический ток.
PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 = 2PbSO 4 + 2H 2 O
Окислительные свойства MnO 2 также используют для получения электрического тока в гальванических элементах (электрических батарейках).
2MnO 2 + Zn + 2NH 4 Cl = + 2MnOOH
Сильные окислительные свойства некоторых оксидов приводят к их своеобразному взаимодействию с кислотами. Так оксиды PbO 2 и MnO 2 при растворении в концентрированной соляной кислоте восстанавливаются.
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Если металл образует несколько оксидов, то оксиды металла в более низкой степени окисления могут окисляться, т. е. проявлять восстановительные свойства.
Особенно сильные восстановительные свойства проявляют оксиды металлов в низких и неустойчивых степенях окисления, как например. TiO, VO, CrO. При растворении их в воде они окисляются, восстанавливая воду. Их реакции с водой, подобны реакциям металла с водой.
2TiO + 2H 2 O = 2TiOOH + H 2 .
Оксид железа (II) Твёрдое вещество черного цвета. Ионная кристаллическая решетка. Устойчивым оксид железа становится лишь при повышении температуры. Высокая температура плавления и кипения. Нерастворим в воде.
Оксид железа (II) Разлагается при умеренном нагревании, но при дальнейшем нагревании продуктов разложения образуется вновь: Взаимодействие с кислородом:
Оксид железа (II) Нагревание железа при низком давлении кислорода: Восстановление оксида железа (III) угарным газом:
Оксид железа (III) Твёрдое вещество красного цвета. Ионная кристаллическая решётка. Высокая температура плавления и кипения. Нерастворим в воде.
Гидроксид железа (II) Гидроксид железа(II) - твёрдое вещество с формулой Fe(OH)2. Чистый гидроксид железа(II) - кристаллическое вещество белого цвета. Высокая температура плавления и кипения. Нерастворим в воде.
Гидроксид железа (II) При нагревании разлагается с образованием оксида железа(II): Проявляет свойства основания - легко вступает в реакции с разбавленными кислотами, например с соляной (образуется раствор хлорида железа(II)):
Гидроксид железа (III) Гидроксид железа(III) - твёрдое вещество с формулой Fe(OH)3. Гидроксид железа(III) образует красновато-коричневые кристаллы. Высокая температура плавления и кипения. Нерастворим в воде.
Гидроксид железа (III) Действие щелочей на растворимые соли железа(III).
«Мягкий и твердый согласный» - Твердые и мягкие согласные звуки. Перед гласными. Двер. Твердо После твердого знака. Весы показывают правильный вес Вес ден идет дожд. Обозначение мягкости согласного с помощью мягкого знака. Думаю, известно всем, Дней в неделе ровно. Вставьте пропущенные буквы. Семь. Согласный звучит. Соберите слова.
«Оксид азота» - 2NO2 === N2O4. Азот способен проявлять несколько степеней окисления от -3 до +5. Приведите примеры реакций, доказывающих кислотные свойства оксида азота(III). Как и оксид азота(III) практического значения не имеет. Бесцветный газ, не имеет запаха. Солеобразующие: N2O3 NO2 N2O4 N2O5 димер оксида азота(IV).
«Разложение оксидов» - Амфотерные оксиды. Классиф. Классификация оксидов. Основные оксиды. Оглавление. Индеферентные оксиды (несолеобразующие). Пособие для учащихся. Глоссарий. Задания. Оксиды. Кислотные оксиды.
«Свет и цвет» - Цветное стекло. h - постоянная Планка v - частота излучения. Частичное поглощение и отражение света. Применение светофильтров. Полное отражение света. Цвет прозрачных и непрозрачных тел. Защитная маска. Три основных «световых» цвета. Цвет отраженного света. Цветное. Три основных «пигментных» цвета. Аддитивное смешение цветов.
«Кальций Сa» - Опишите физические свойства Ca. Температура плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов. Кальций в виде фосфата Ca3 (PO4)2 входит в состав апатитов, фосфоритов. Задание для повторения. Жесткость воды обусловлена наличием в ней ионов Ca и Mg. Химические свойства Ca. Кальций Ca. Применение. Получение Ca.
«Металл медь» - Сначала образуется оксид Cu2O, затем - оксид CuO. Плотность 8,92 г/см3, температура плавления 1083,4 °C, температура кипения 2567 °C. Особенно велика была роль бронзы. Химический элемент побочной подгруппы 1 группы – Cu (Медь). В морской воде содержится примерно 1·10-8 % меди. Попадание солей меди в организм приводит к различным заболеваниям человека.
Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды СО, SiO, N 2 0, NO.
Солеобразующие оксиды:
Основные. Оксиды, гидраты которых являются основания ми. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na 2 O - оксид натрия, СаО - оксид кальция, CuO - оксид меди (II), СоО - оксид кобальта (II), Bi 2 O 3 - оксид висмута (III), Mn 2 O 3 - оксид марганца (III).
Амфотерные. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl 2 O 3 - оксид алюминия, Cr 2 O 3 - оксид хрома (III), SnO 2 - оксид олова (IV), МnO 2 - оксид марганца (IV), ZnO - оксид цинка, ВеО - оксид бериллия.
Кислотные. Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов. Примеры: Р 2 О 3 - оксид фосфора (III), СO 2 - оксид углерода (IV), N 2 O 5 - оксид азота (V), SO 3 - оксид серы (VI), Cl 2 O 7 - оксид хлора (VII). Оксиды металлов со степенями окисления +5, +6 и +7. Примеры: Sb 2 O 5 - оксид сурьмы (V). СrОз - оксид хрома (VI), МnОз - оксид марганца (VI), Мn 2 O 7 - оксид марганца (VII).
Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла
Физические свойства
Оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные, различного цвета. Например: оксид меди (II) CuO черного цвета, оксид кальция СаО белого цвета - твердые вещества. Оксид серы (VI) SO 3 - бесцветная летучая жидкость, а оксид углерода (IV) СО 2 - бесцветный газ при обычных условиях.
Агрегатное состояние
CaO, СuО, Li 2 O и др. основные оксиды; ZnO, Аl 2 O 3 , Сr 2 O 3 и др. амфотерные оксиды; SiO 2 , Р 2 O 5 , СrO 3 и др. кислотные оксиды.
SO 3 , Cl 2 O 7 , Мn 2 O 7 и др..
Газообразные:
CO 2 , SO 2 , N 2 O, NO, NO 2 и др..
Растворимость в воде
Растворимые:
а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов;
б) практически все кислотные оксиды (исключение: SiO 2).
Нерастворимые:
а) все остальные основные оксиды;
б) все амфотерные оксиды
Химические свойства
1. Кислотно-основные свойства
Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:
(только для оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) (кроме SiO 2).
Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:
2. Окислительно - восстановительные свойства
Если элемент имеет переменную степень окисления (с. о.), то его оксиды с низкими с. о. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими с. о. - окислительные.
Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:
Окисление оксидов с низкими с. о. до оксидов с высокими с. о. элементов.
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3
2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2
Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из их оксидов и водород из воды.
C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2
C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2
Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей:
Восстановление оксидов с высокими с о. элементов до оксидов с низкими с. о. или до простых веществ.
C +4 O 2 + C = 2C +2 O
2S +6 O 3 + H 2 S = 4S +4 O 2 + H 2 O
C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO
Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3
Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O
Использование оксидов малоактивных металлов дпя окисления органических веществ.
Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную с. о., способны к диспропорционированию;
например:
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
Способы получения
1. Взаимодействие простых веществ - металлов и неметаллов - с кислородом:
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Cu + O 2 = 2CuO;
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O
3. Разложение некоторых солей:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
CaCO 3 = CaO + CO 2
(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
4. Окисление сложных веществ кислородом:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
5.Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:
Cu + H 2 SO 4 (конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 (конц) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
2HNO 3 (разб) + S = H 2 SO 4 + 2NO
6. Взаимопревращения оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).