Кислотные оксиды. Основные свойства химических 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:
K 2 O (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+H 2 O→ 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+H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O (Кристаллы этого вещества CaSO 4 известны всем под названием "гипс").

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO 2 → CaCO 3 (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:

CO 2 (всем известный углекислый газ), P 2 O 5 - оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора), SO 3 - триокись серы - это вещество используют для получения серной кислоты .

Химическая реакция с водой

CO 2 +H 2 O→ H 2 CO 3 - 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):

CO 2 +2NaOH→ Na 2 CO 3 +H 2 O- 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:

CO 2 +MgO→ MgCO 3 - получившая соль - карбонат магния - ещё называется "горькая соль".

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), Al 2 O 3 - 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+H 2 CO 3 → ZnCO 3 + H 2 O - Образовавшееся вещество - раствор соли "карбоната цинка" в воде.

Реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH→ Na 2 ZnO 2 +H 2 O - 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+O 2 → 2FeO

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

2Zn+O 2 → 2ZnO

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

2C+O 2 → 2CO - образование угарного газа.

C+O 2 → CO 2 - 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+H 2 O

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

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

H 2 CO 3 → H 2 O+CO 2 - разложение угольной кислоты

H 2 SO 3 → H 2 O+SO 2 - разложение сернистой кислоты

Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании:

CaCO 3 → CaO+CO 2 - прокаливанием мела получают окись кальция (или негашенную известь) и углекислый газ.

2Cu(NO 3) 2 → 2CuO + 4NO 2 + O 2 - в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO 2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).

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

Cu + 4HNO 3 (конц.)→ Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

S + 2H 2 SO 4 (конц.)→ 3SO 2 + 2H 2 O

Оксиды хлора

Известны следующие оксиды хлора : Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 6 , Cl 2 O 7 . Все они, за исключением Cl 2 O 7 , имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO 2 , Cl 2 O 6 . Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

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

Так, Cl 2 O - кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.

Cl 2 O + H 2 O→ 2HClO - Хлорноватистая кислота

ClO 2 - кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:

ClO 2 + H 2 O→ HClO 2 + HClO 3

Cl 2 O 6 - тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот:

Cl 2 O 6 + H 2 O→ HClO 3 + HClO 4

И, наконец, Cl 2 O 7 - бесцветная жидкость - кислотный оксид хлора хлорной кислоты:

Cl 2 O 7 + H 2 O→ 2HClO 4

Оксиды азота

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

N 2 O - 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.
- N 2 O 3 - азотистый ангидрид - бесцветное кристаллическое вещество
- NO 2 - диоксид азота . Другое его название - бурый газ - газ действительно имеет буро-коричневый цвет
- N 2 O 5 - азотный ангидрид - синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0 C

Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO - моноксид азота и NO 2 - диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N 2 O не реагируют ни с водой, ни с щелочами. (N 2 O 3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO 2 , которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое вещество азотную кислоту Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота :

Реакция с водой:

2NO 2 + H 2 O→ HNO 3 + HNO 2 - образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO 3 и азотистая кислота.

Реакция с щелочью:

2NO 2 + 2NaOH→ NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O - образуются две соли: нитрат натрия NaNO 3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты).

Реакция с солями:

2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2 - образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.

Получают диоксид азота (NO 2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом :

2NO + O 2 → 2NO 2

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:

Fe 2 O 3 +CO→ 2FeO+CO 2

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

4FeO +O 2 → 2Fe 2 O 3

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 Fe 3 O 4 . 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

Оксид серы SO 2 - 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 0 C его можно перевести в жидкое состояние.

В присутствии катализатора -оксида ванадия (V 2 O 5) оксид серы присоединяет кислород и превращается в триоксид серы

2SO 2 +O 2 → 2SO 3

Растворённый в воде сернистый газ - оксид серы SO 2 - 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 + SO 2 → NaHSO 3 - сернистый газ взят в избытке

2NaOH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O

Если сернистый газ не реагирует с водой, то почему его водный раствор даёт кислую реакцию?! Да, не реагирует, но он сам окисляется в воде, присоединяя к себе кислород. И получается, что в воде накапливаются свободные атомы водорода, которые и дают кислую реакцию (можете проверить каким-нибудь индикатором!)

Сегодня мы начинаем знакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганические вещества по составу делятся, как вы уже знаете, на простые и сложные.

Сложные неорганические вещества подразделяют на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Мы начинаем с класса оксидов.

ОКСИДЫ

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, с валентность равной 2. Лишь один химический элемент - фтор, соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF 2 .
Называются они просто - "оксид + название элемента" (см. таблицу). Если валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой, заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.

Классификация оксидов

Все оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие или безразличные.

1). Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксиды металлов 1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II (кроме ZnO - оксид цинка и BeO – оксид берилия):

2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII (Например, CrO 3 -оксид хрома (VI), Mn 2 O 7 - оксид марганца (VII)):

3). Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. К ним относятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп с валентностью III , иногда IV , а также цинк и бериллий (Например, BeO , ZnO , Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 ).

4). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II (Например, N 2 O , NO , CO ).

Вывод:характер свойств оксидов в первую очередь зависит от валентности элемента.

Например, оксиды хрома:

CrO ( II - основный);

Cr 2 O 3 ( III - амфотерный);

CrO 3 ( VII - кислотный).

Классификация оксидов

(по растворимости в воде)

Выполните задания:

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.

NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.

2. Даны вещества : CaO, NaOH, CO 2 , H 2 SO 3 , CaCl 2 , FeCl 3 , Zn(OH) 2 , N 2 O 5 , Al 2 O 3 , Ca(OH) 2 , CO 2 , N 2 O, FeO , SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Получение оксидов

Тренажёр "Взаимодействие кислорода с простыми веществами"

Физические свойства оксидов

При комнатной температуре большинство оксидов - твердые вещества (СаО, Fe 2 O 3 и др.), некоторые - жидкости (Н 2 О, Сl 2 О 7 и др.) и газы (NO, SO 2 и др.).

Химические свойства оксидов

Применение оксидов

Некоторые оксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 O = Ca ( OH ) 2

В результате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H 2 SO 4 – серная кислота, Са(ОН) 2 – гашеная известь и т.д.

Если оксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство. Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO практически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных осадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид при изготовлении косметических кремов, пудры. Фармацевты делают из него вяжущий и подсушивающий порошок для наружного применения.

Такими же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO 2 . Он тоже имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO 2 не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической посуды.

Оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 – очень прочные кристаллы темно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr 2 O 3 используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования “Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировки оптики, металлических изделий, в ювелирном деле.

Задания для закрепления

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.

NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.

2. Даны вещества : CaO, NaOH, CO 2 , H 2 SO 3 , CaCl 2 , FeCl 3 , Zn(OH) 2 , N 2 O 5 , Al 2 O 3 , Ca(OH) 2 , CO 2 , N 2 O, FeO , SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Выберите из перечня: основные оксиды, кислотные оксиды, безразличные оксиды, амфотерные оксиды и дайте им названия .

3. Закончите УХР, укажите тип реакции, назовите продукты реакции

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO 3 =

NaOH + P 2 O 5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH) 2 = ? + ?

4. Осуществите превращения по схеме:

1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4

2) S→SO 2 →H 2 SO 3 →Na 2 SO 3

3) P→P 2 O 5 →H 3 PO 4 →K 3 PO 4

Оксиды - это весьма распространённый тип соединений, которые содержатся в земной коре и во Вселенной вообще.

Классификация оксидов

Солеобразующие оксиды - это оксиды, которые в результате химической реакции образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли.

• • основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I-II;
  • кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V-VII и оксиды неметаллов;
  • амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III-IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO).

Несолеобразующие оксиды:

оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO, оксид кремния(II) SiO.

Основные свойства химических оксидов

1.Растворимые в воде основные оксиды вступают в реакцию с водой, образуя основания:

Na2O + H2O → 2NaOH.

2.Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли

Na2O + SO3 → Na2SO4.

3.Реагируют с кислотами, образуя соль и воду:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O.

4.Реагируют с амфотерными оксидами:

Li2O + Al2O3 → 2LiAlO2.

Химические свойства кислотных оксидов

В случае, если в составе оксидов вторым элементом будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность (обычно это от IV до VII), то такие оксиды будут кислотными. Кислотными оксидами (ангидридами кислот) называются такие оксиды, которым соответствуют гидроксиды, относящие к классу кислот. Это, например, CO2, SO3, P2O5, N2O3, Cl2O5, Mn2O7 и т.д. Они растворяются в воде и щелочах, образуя при этом соль и воду.

1.Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:

SO3 + H2O → H2SO4.

Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO2 и др.).

2.Реагируют с основанными оксидами с образованием соли:

CO2 + CaO → CaCO3

3.Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:

CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O.

Химические свойства амфотерных оксидов

В данном составе амфотерного оксида есть элемент, который обладает амфотерными свойствами.Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства.

1.Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O.

2.Реагируют с твёрдыми щелочами (при сплавлении), образуя в результате реакции соль – цинкат натрия и воду:

ZnO + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2O.

Физические свойства

Жидкие (SO3, Mn2O7); Твердые (K2O, Al2O3, P2O5); Газообразные (CO2, NO2, SO2).

Получить оксиды можно при...

Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота 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

Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2

2PH3 + 4O2 → P2O5 + 3H2O

Термическое разложение солей:

CaCO3 → CaO + CO2

2FeSO4 → Fe2O3 + SO2 + SO3

Термическое разложение оснований или кислот:

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

4HNO3 → 4NO2 + O2 + 2H2O

Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие:

4FeO + O2 → 2Fe2O3

Fe2O3 + CO → 2FeO + CO2

Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:

Zn + H2O → ZnO + H2

Взаимодействие солей с кислотными оксидами при сжигании кокса с выделением летучего оксида:

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C(кокс) → 3CaSiO3 + 2P+5CO

Взаимодействие металлов с кислотами-оксилителями:

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

При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:

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

Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:

NaHCO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

Номенклатура оксидов

Слово «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже. При образовании нескольких оксидов в их названиях указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия. 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.

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).