Оксиды

Оксиды

Оксиды — соединения двух элементов, один из которых кислород в степени окисления -2.

Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды СО, SiO, N20, NO.

Солеобразующие оксиды:

Основные. Оксиды, гидраты которых являются основаниями. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na2O — оксид натрия, СаО — оксид кальция, CuO — оксид меди (II), СоО — оксид кобальта (II), Bi2O3 — оксид висмута (III), Mn2O3 — оксид марганца (III).

Амфотерные. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl2O3 — оксид алюминия, Cr2O3 — оксид хрома (III), SnO2 — оксид олова (IV), МnO2 — оксид марганца (IV), ZnO — оксид цинка, ВеО — оксид бериллия.

Кислотные. Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов.

Примеры: Р2О3 — оксид фосфора (III), СO2 — оксид углерода (IV), N2O5 — оксид азота (V), SO3 — оксид серы (VI), Cl2O7 — оксид хлора (VII). Оксиды металлов со степенями окисления +5, +6 и +7.

Примеры: Sb2O5 — оксид сурьмы (V). СrОз — оксид хрома (VI), МnОз — оксид марганца (VI), Мn2O7 — оксид марганца (VII).

Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла

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) SO3 — бесцветная летучая жидкость, а оксид углерода (IV) СО2 — бесцветный газ при обычных условиях.

Агрегатное состояние

Твердые:

CaO, СuО, Li2O и др. основные оксиды; ZnO, Аl2O3, Сr2O3 и др. амфотерные оксиды; SiO2, Р2O5, СrO3 и др. кислотные оксиды.

Жидкие:

SO3, Cl2O7, Мn2O7 и др..

Газообразные:

CO2, SO2, N2O, NO, NO2 и др..

Растворимость в воде

Растворимые:

а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов;

б) практически все кислотные оксиды (исключение: SiO2).

Нерастворимые:

а) все остальные основные оксиды;

б) все амфотерные оксиды

в) SiO2

Химические свойства

1. Кислотно-основные свойства

Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:

Пример:

(только для оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) (кроме SiO2).

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+2O + O2 = 2C+4O2

2S+4O2 + O2 = 2S+6O3

2N+2O + O2 = 2N+4O2

Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из их оксидов и водород из воды.

C+2O + FeO = Fe + 2C+4O2

C+2O + H2O = H2 + 2C+4O2

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей:

C+4O2 + C = 2C+2O

2S+6O3 + H2S = 4S+4O2 + H2O

C+4O2 + Mg = C0 + 2MgO

Cr+32O3 + 2Al = 2Cr0 + 2Al2O3

Cu+2O + H2 = Cu0 + H2O

Использование оксидов малоактивных металлов дпя окисления органических веществ.

Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную с. о., способны к диспропорционированию;

например:

2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O

Способы получения

1. Взаимодействие простых веществ — металлов и неметаллов — с кислородом:

4Li + O2 = 2Li2O;

2Cu + O2 = 2CuO;

S + O2 = SO2

4P + 5O2 = 2P2O5

2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:

Cu(OH)2 = CuO + H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

H2SO3 = SO2↑ + H2O

H2SiO3 = SiO2 + H2O

3. Разложение некоторых солей:

2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑ + O2↑

CaCO3 = CaO + CO2↑

(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2↑ + H2O

4. Окисление сложных веществ кислородом:

CH4 + 2O2 = CO2 + H2O

4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

5.Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:

Cu + H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O

10HNO3 (конц) + 4Ca = 4Ca(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O

2HNO3 (разб) + S = H2SO4 + 2NO↑

6. Взаимопревращения оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).

Слово оксид

Слово оксид английскими буквами(транслитом) — oksid

Слово оксид состоит из 5 букв: д и к о с

Значения слова оксид. Что такое оксид?

Оксиды

Окси́д (о́кисел, о́кись) — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

ru.wikipedia.org

ОКСИДЫ, соединения элементов с кислородом. В оксидах степень окисления атома кислорода —2. К оксидам относятся все соед. элементов с кислородом, кроме содержащих атомы О, соединенные друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озо-ниды)…

Химическая энциклопедия

Оксид Оксид – соединение химического элемента с кислородом. Оксиды – весьма распространенный тип соединений, содержащихся в земной коре и во вселенной вообще.

Краткий справочник по нефтегазовым терминам. — 2004

Оксид цинка

Окси́д ци́нка (окись цинка) ZnO — бесцветный кристаллический порошок, нерастворимый в воде, желтеющий при нагревании и сублимирующийся при 1800 °C .

ru.wikipedia.org

Цинка оксид (Zinc oxide) Применение: Дерматит, в т.ч пеленочный дерматит (лечение и профилактика), опрелость, потница; поверхностные раны и ожоги (в т.ч. солнечные ожоги, порезы, царапины), язвенные поражения кожи (в т.ч. трофические язвы), пролежни…

РЛС. — 2012

ЦИНКА ОКИСЬ (ZINC OXIDE) Субстанция -порошок аморфный. цинка оксид 1 кг — мешки полиэтиленовые (1) — барабаны картонные. 1 кг — мешки полиэтиленовые (1) — мешки бумажные. 1 кг — мешки полиэтиленовые (1) — ящики картонные.

Справочник лекарственных препаратов «Видаль»

Оксид кальция

Окси́д ка́льция (окись кальция, негашёная и́звесть или «кипелка», «кираби́т») — белое кристаллическое вещество, формула CaO. Негашёная известь и продукт её взаимодействия с водой — Ca(OH)2 (гашёная известь или «пушонка»)…

ru.wikipedia.org КАЛЬЦИЯ ОКСИД СаО, бесцв. кристаллы с кубич. решеткой (а = 0,4812 нм, z = 4, пространств. группа Fm3m); т. пл. 2627 °С, т. кип. 2850 °С; плотн. 3,37 г/см3; С°з 42,05 Дж/(моль.К); DH0обр -635,09 кДж/моль, DH0пл 52 кДж/моль; S0298 38,10 Дж/(моль.К).
Химическая энциклопедия

ОКСИД КАЛЬЦИЯ (негашеная известь, СаО), твердое вещество белого цвета, получаемое путем нагрева карбоната кальция (СаСО 3) до высоких температур. Его применяют для обработки кислотных почв, для изготовления фарфора и стекла, отбеливателей…

Научно-технический энциклопедический словарь

Оксид алюминия

АЛЮМИНИЯ ОКСИД (глинозем) А12О3, бесцв. кристаллы; т. пл. 2044°С; т. кип. 3530 °С. Единственная стабильная до 2044°С кристаллич. модификация алюминия оксида-А12О3 (корунд): решетка ромбоэдрич., а = 0,512 нм,= 55,25°…

Химическая энциклопедия

Оксид алюминия Al2O3 — в природе распространён как глинозём, нестехиометрическая смесь оксидов алюминия, калия, натрия, магния и т. д. Бесцветные нерастворимые в воде кристаллы. химические свойства — амфотерный оксид.

ru.wikipedia.org

АЛЮМИНИЯ ОКСИД (глинозем), Al2O3, кристаллы, tпл 353шС. В природе — минерал корунд. Прозрачные окрашенные кристаллы корунда — драгоценные камни (сапфиры, рубины и др.).

Современная энциклопедия. — 2000

Оксид серы(VI)

Окси́д се́ры (IV) (диокси́д се́ры, се́рнистый газ, се́рнистый ангидри́д) — SO2. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Под давлением сжижается при комнатной температуре.

ru.wikipedia.org

Окси́д се́ры (VI) (се́рный ангидри́д, трео́кись се́ры, се́рный га́з) SO3 — высший оксид серы, тип химической связи: ковалентная полярная химическая связь. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом.

ru.wikipedia.org

E220. Название: Диоксид серы, Сернистая кислота, Серы двуокись, Сернистый ангидрид, Оксид серы 4, Сернистый газ (SULPHUR DIOXIDE, SULFUR DIOXIDE SOLUTION) Использование в России: Разрешено Основные функции: Консервант…

Пищевые добавки. — 2010

Оксид хлора(VI)

ХЛОРА ОКСИДЫ. Все хлора оксиды имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду, имеют положит. Монооксид [оксид С1(I), дихлороксид, гемиоксид] С12О — желто-оранжевый газ со слабым зеленоватым оттенком, в…

Химическая энциклопедия Оксид хлора (I), гемоксид хлора, ангидрид хлорноватистой кислоты — соединение хлора в степени окисления +1 с кислородом. Получают взаимодействием газообразного хлора с оксидом ртути (метод Пелуза).
ru.wikipedia.org

Оксид хлора(VI) — бинарное соединения хлора и кислорода с формулой Cl2O6. Представляет собой ярко-красную жидкость. В твёрдом состоянии является кристаллическим веществом оранжевого цвета.

ru.wikipedia.org

Русский язык

Окси́д.

Словарь ударений. — 2000

Примеры употребления слова оксид

Здесь также в качестве катализатора используются наночастицы золота и оксид железа.

По действием ультрафиолета нитраты могут быть преобразованы в нитриты и оксид азота NO.

Идея следующая: под воздействием УФ в кровоток высвобождается оксид азот.

В состав его верхнего защитного слоя входит полиуретан и оксид алюминия.

Под воздействием УФ в кровоток высвобождается оксид азот.

Эксперимент показал, что под воздействием УФ в кровоток высвобождается оксид азот, который расширяет сосуды.

Оксиды. Классификация, свойства, получение, применение

Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор, который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.

Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.

Классификация оксидов

Все оксиды,  по способности образовать соли, можно разделить на две группы:

1. Солеобразующие оксиды (CO2, N2O5,Na2O, SO3 и т. д.)
2. Несолеобразующие оксиды(CO, N2O,SiO, NO и т. д.)

В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:

• Основные оксиды  — (Оксиды металлов — Na2O, CaO, CuO и т д)
• Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления  V-VII — Mn2O7,CO2, N2O5, SO2, SO3 и т д)
• Амфотерные оксиды (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)

Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты.

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность.

CO2 – оксид углерода (IV)

N2O3 – оксид  азота (III)

Физические свойства оксидов

Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н2О), так и газами (СО2, SO3) или твёрдыми веществами (Al2O3, Fe2O3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н2О, СО) и белой (ZnO, TiO2) до зелёной (Cr2O3) и даже чёрной (CuO).

Химические свойства оксидов

Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:

Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:

Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:

Получение оксидов

Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.

Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований :Взаимодействие некоторых металлов с водой:

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.

Свойства оксидов

Свойства оксидов

Оксиды — это сложные химические вещества, представляющие собой химические соединения простых элементов с кислородом. Они бывают солеобразующими и не образующие соли. При этом солеобразующие бывают 3-х типов: основными (от слова «основание»), кислотными и амфотерными.

Примером окислов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) — представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере. CO (окись углерода) — газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом. Существуют и другие окислы, не образующие соли.

Теперь разберём подробнее каждый вид солеобразующих окислов.

Основные оксиды

Основные оксиды — это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным относятся следующие:
K2O (окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окись железа 2-валентного).

Рассмотрим химические свойства оксидов на примерах

1. Взаимодействие с водой: — взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H2O→ Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами: — взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H2SO4→ CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием «гипс»).

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO2→ CaCO3 (Это вещество известно всем — обычный мел!)

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды — это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами.

Примерами кислотных окислов могут быть:

CO2 (всем известный углекислый газ), P2O5 — оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора), SO3 — триокись серы — это вещество используют для получения серной кислоты.

— химическая реакция с водой

CO2+H2O→ H2CO3 — это вещество — угольная кислота — одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для «пузырьков» газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков.

— реакция с щелочами (основаниями):

CO2+2NaOH→ Na2CO3+H2O- образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название — кальцинированная сода или стиральная сода, — отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую!

— реакция с основными оксидами:

Амфотерные оксиды

Амфотерные оксиды — это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами) и основаниями (или основными оксидами). Наиболее частое применение слово «амфотерный» в нашем случае относится к оксидам металлов.

Примером амфотерных оксидов могут быть:

ZnO — окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al2O3 — окись алюминия (называют еще «глинозёмом»).

Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:

— реакция с кислотным оксидом:

ZnO+H2CO3→ ZnCO3 + H2O — Образовавшееся вещество — раствор соли «карбоната цинка» в воде.

— реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH→ Na2ZnO2+H2O — полученное вещество — двойная соль натрия и цинка.

Получение оксидов

Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды.

Например, если раскалённое железный прутик, да и не только железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, — вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами.

Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO:

2Fe+O2→ 2FeO

Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами. Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка

2Zn+O2→ 2ZnO

Горение угля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа

2C+O2→ 2CO — образование угарного газа.

C+O2→ CO2 — образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом угарный газ окисляется, превращаясь в углекислый газ.

Получение оксидов можно осуществить другим способом — путём химической реакции разложения. Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов:

Fe(OH)2→ FeO+H2O

Твёрдый оксид алюминия — минерал корунд Оксид железа (III). Поверхность планеты Марс имеет красновато-оранжевый цвет из-за наличия в грунте оксида железа (III). Твёрдый оксид алюминия — корунд Растворы оксидов

2Al(OH)3→ Al2O3+3H2O,
а также при разложении отдельных кислот:

H2CO3→ H2O+CO2 — разложение угольной кислоты

H2SO3→ H2O+SO2 — разложение сернистой кислоты

Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании:

2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2 — в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).

Ещё одним способом, которым можно осуществить получение окислов — это окислительно-восстановительные реакции

Cu + 4HNO3(конц.)→ Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

S + 2H2SO4(конц.)→ 3SO2 + 2H2O

Оксиды хлора

Молекула ClO2 Молекула Cl2O7 Закись азота N2O Азотистый ангидрид N2O3 Азотный ангидрид N2O5 Бурый газ NO2

Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Все они, за исключением Cl2O7, имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO2, Cl2O6. Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты:

Так, Cl2O — кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.

Cl2O + H2O→ 2HClO — Хлорноватистая кислота

ClO2 — кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:

ClO2 + H2O→ HClO2 + HClO3

Cl2O6 — тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот:

Cl2O6 + H2O→ HClO3 + HClO4

И, наконец, Cl2O7 — бесцветная жидкость — кислотный оксид хлора хлорной кислоты:

Cl2O7 + H2O→ 2HClO4

Оксиды азота

Азот — газ, который образует 5 различных соединений с кислородом — 5 оксидов азота. А именно:

— N2O — гемиоксид азота. Другое его название известно в медицине под названием веселящий газ или закись азота — это бесцветный сладковатый и приятный на вкус на газ.
— NO — моноксид азота — бесцветный, не имеющий ни запаха ни вкуса газ.

— N2O3 — азотистый ангидрид — бесцветное кристаллическое вещество
— NO2 — диоксид азота.

Другое его название — бурый газ — газ действительно имеет буро-коричневый цвет
— N2O5 — азотный ангидрид — синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0C

Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO — моноксид азота и NO2 — диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N2O не реагируют ни с водой, ни с щелочами.

Азотистый ангидрид (N2O3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO2, которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое вещество азотную кислоту Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота:

Реакция с водой:

2NO2 + H2O→ HNO3 + HNO2 — образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO3 и азотистая кислота.

Реакция с щелочью:

2NO2 + 2NaOH→ NaNO3 + NaNO2 + H2O — образуются две соли: нитрат натрия NaNO3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты).

Реакция с солями:

2NO2 + Na2CO3→ NaNO3 + NaNO2 + CO2 — образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.

Получают диоксид азота (NO2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом:

2NO + O2→ 2NO2

Оксиды железа

Железо образует два оксида: FeO — оксид железа (2-валентный) — порошок чёрного цвета, который получают восстановлением оксида железа (3-валентного) угарным газом по следующей химической реакции:

Fe2O3+CO→ 2FeO+CO2

Этот основной оксид, легко вступающий в реакции с кислотами. Он обладает восстановительными свойствами и быстро окисляется в оксид железа (3-валентный).

4FeO +O2→ 2Fe2O3

Оксид железа (3-валентный) — красно-бурый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (может взаимодействовать и с кислотами и со щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что наиболее часто он его используют, как основной оксид .

Есть ещё так называемы смешанный оксид железа Fe3O4. Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным железняком или магнетитом). Если железо сгорает, то в результате реакции горения образуется окалина, состоящая сразу из двух оксидов: оксида железа (III) и (II) валентные.

Оксид серы

Сернистый газ SO2

Оксид серы SO2 — или сернистый газ относится к кислотным оксидам, но кислоту не образует, хотя отлично растворяется в воде — 40л оксида серы в 1 л воды (для удобства составления химических уравнений такой раствор называют сернистой кислотой).

При нормальных обстоятельствах — это бесцветный газ с резким и удушливым запахом горелой серы. При температуре всего -10 0C его можно перевести в жидкое состояние.

В присутствии катализатора -оксида ванадия (V2O5) оксид серы присоединяет кислород и превращается в триоксид серы

2SO2 +O2→ 2SO3

Растворённый в воде сернистый газ — оксид серы SO2 — очень медленно окисляется, в результате чего сам раствор превращается в серную кислоту

Если сернистый газ пропускать через раствор щелочи, например, гидроксида натрия, то образуется сульфит натрия (или гидросульфит — смотря сколько взять щёлочи и сернистого газа)

NaOH + SO2→ NaHSO3 — сернистый газ взят в избытке

2NaOH + SO2→ Na2SO3 + H2O

Физические свойства оксидов

Температуры плавления и кипения оксидов меняются в очень широком интервале. При комнатной температуре они, в зависимости от типа кристаллической решетки, могут находиться в различных агрегатных состояниях. Это определяется природой химической связи в оксидах, которая может быть ионной или ковалентной полярной.

В газообразном и жидком состояниях при комнатной температуре находятся оксиды, образующие молекулярные кристаллические решетки. С увеличением полярности молекул температуры плавления и кипения повышаются (таблица 1).

Таблица 1: Температуры плавления и кипения некоторых оксидов (при давлении 101,3 кПа)

Оксиды, образующие ионные кристаллические решетки, например, CaO, BaO и другие являются твердыми веществами, имеющими очень высокие температуры плавления (>1000⁰C)/

В некоторых оксидах связи ковалентные полярные. Они образуют кристаллические решетки, где атомы связаны несколькими «мостиковыми» атомами кислорода, образуя бесконечную трехмерную сеть, например, Al2O3, SiO2, TiO2, BeO и эти оксиды тоже имеют очень высокие температуры плавления.

Классификация оксидов по химическим свойствами

Несолеобразующие оксиды – оксиды, которым не соответствуют ни кислоты, ни основания.

Солеобразные оксиды – это двойные оксиды, в состав которых входят атомы одного металла в разных степенях окисления.

Металлы, проявляющие в соединениях несколько степеней окисления, образуют двойные, или солеобразные оксиды. Например, Pb3O4, Fe3O4, Mn3O4 (формулы этих оксидов могут быть записаны также в виде 2PO·PbO2, FeO·Fe2O3, MnO·Mn2O3 соответственно).

Например, Fe3O4→FeO·FeO3: представляет собой основной оксид FeO химически связанный с амфотерным оксидом Fe2O3, который в данном случае проявляет свойства кислотного оксида. И Fe3O4 формально можно рассматривать как соль, образованную основанием  Fe(OH)2 и кислотой [HFeO2], которая не существует в природе:

От  гидрата оксида свинца (IV), как от кислоты, и Pb(OH2), как основания, могут быть получены два двойных оксида Pb2O3, Pb3O4(сурик), которые можно рассматривать как соли. Первый является свинцовой солью метасвинцовой кислоты (H2PbO3), а второй – ортосвинцовой кислоты (H4PbO4).

Среди  оксидов, особенно среди оксидов d–элементов, много соединений переменного состава (бертолиды), содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, а изменяется в довольно широких пределах, например, состав оксида титана (II) TiO изменяется в пределах TiO0,65 – TiO1,25.

Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли. Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды – оксиды, элемент которых при образовании соли или основания становится катионом.

Кислотные оксиды – это оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона.

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов.

При образовании солей степени окисления элементов, образующих оксиды, не изменяются, например:

Если при образовании соли происходит изменение степеней окисления элементов, образующих оксиды, то получившуюся соль следует отнести к соли другой кислоты или другого основания, например:

Fe2(SO4)3 представляет собой соль, образованную серной кислотой и гидроксидом железа (III)- Fe(OH)3, которому соответствует оксид Fe2O3.

Образовавшиеся соли являются солями азотистой (H+3NO2) и азотной (H+5NO3) кислот, которым соответствуют оксиды:

Закономерности изменения свойств оксидов

Увеличение степени окисления и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на атоме кислорода –δ0) делают оксид более кислотным. Это и объясняет закономерное изменение свойств оксидов от основных к амфотерным и далее к кислотным.

А) В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот.

Таблица 2: Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от эффективного заряда на атоме кислорода

 Б)В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление основных свойств оксидов:

В)При  повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксидов и ослабевают основные:

Таблица 3: Зависимость кислотно-основных свойств от степени окисления металлов

Список литературы: Общая и неорганическая химия, Ю. М. Коренев, В. П. Овчаренко, 2000г
Ю. М. Коренев

Дата в источнике: 2000 год

Оксиды: классификация, получение и химические свойства

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых —  кислород со степенью окисления -2.  При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды , образованные элементом с разными степенями окисления.

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.

Кислотные оксиды — это оксиды, характеризующиеся кислотными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов.

Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N2O и SiO.

Химические свойства основных оксидов

Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:

Химические свойства основных оксидов.

Химические свойства кислотных оксидов.

Химические свойства амфотерных оксидов.