Способ получения кислотного оксида

Кислотные оксиды — получение и химические свойства

Кислотными называются оксиды, взаимодействующие с основаниями (или основными оксидами) с образованием солей.

Кислотные оксиды представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления, им соответствуют кислотные гидроксиды, обладающие свойствами кислот.
Например, S +6 O₃ → H₂S +6 O₄; N₂ +5 O₅ → HN +5 O₃, причем степень окисления элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду.

Получение кислотных оксидов

1. Окисление кислородом

2. Горение сложных веществ

Химические свойства кислотных оксидов

1. Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:

2. Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их следующие реакции с образованием солей:

с основными оксидами:	SO3 + Na2O = Na2SO4
с амфотерными оксидами:	P2O5 + Al2O3 = 2AlPO4
со щелочами:	CO2 + 2KOH = K2CO3 + H2O

3. Кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например,

4. Менее летучие кислотные оксиды вытесняют более летучие кислотные оксиды из их солей (сплавление):

Источник

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.

Классификация оксидов

Получение оксидов

Общие способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом :

1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.

Например , алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.

Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na₂O₂,

Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO₂:

Примечания : металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):

Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):

1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.

Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.

Например , фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):

Но есть некоторые исключения .

Например , сера сгорает только до оксида серы (IV):

Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000 о С), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):

Не окисляется кислородом фтор F₂ (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl₂, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).

2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.

При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

Например , при сжигании пирита FeS₂ образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV):

Сероводород горит с образованием оксида серы (IV) при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:

А вот аммиак горит с образованием простого вещества N₂, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:

А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):

3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).

гидроксид → оксид + вода

Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):

2AgOH → Ag₂O + H₂O

2CuOH → Cu₂O + H₂O

При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:

4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей .

Например , нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:

Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:

Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Химические свойства оксидов

Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.

Химические свойства основных оксидов

Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:

Источник

Способы получения кислотных оксидов.

2. Путём доокисления других оксидов до кислотных кислородом: 2 SO₂ + O₂ 2 SO₃

2 CO + O₂ CO₂ – эта реакция протекает при комнатной температуре в гопкалитовом патроне противогаза для пожарных.

3. Путём доокисления других оксидов озоном:

4. Путём реакции димеризации: 2 NO₂ N₂O₄ Равновесие в этой реакции на морозе смещается вправо , а принагревании влево.

5. Путём разложения веществ.

5.2. Солей: наряду с кислотными оксидами получаются так же основные или амфотерные оксиды.

Из карбонатов можно получить кислотный оксид – CO₂ по реакции: MeCO₃ MeO + CO₂. Температура разложения сильно зависит от природы металла:

Me	Be	Mg	Ca	Sr	Ba
tразложения о С

Из нитратов металлов также можно получать кислотный оксид — NO₂. Если это нитрат металла, стоящего в ряду напряженный от Mg до Cu включительно, то при прокаливании получаются оксид металла (основный или амфотерный), оксид азота (IV) и кислород (кроме нитрата марганца, где кислород не выделяется):

Нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений после меди разлагаются на металл, оксид азота IV и кислород:

6. Путём обмена между кислотными оксидами и кислотами:

7. Путём обмена между оксидами и солями:

8. Путём взаимодействия солей нестойких кислот с кислотами:

9. Некоторые кислотные оксиды получаются в результате специфических реакций, например,

Источник

Оксиды. Химические свойства и способы получения

Оксиды — сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых — атом кислорода в степени окисления -2.
По способности образовывать соли оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие (СО,SiO,NO,N₂О). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, классифицируют на основные, кислотные и амфотерные.
Основными называются оксиды, которым соответствуют основания, кислотными — оксиды, которым отвечают кислоты. К амфотерным относятся оксиды, проявляющие химические свойства как основных, так и кислотных оксидов.
Основные оксиды образуют только элементы-металлы: щелочные (Li₂О, Na₂О, К₂О, Cs₂О, Rb₂О), щелочноземельные (CaO, SrO, BaO, RaO) и магний (MgO), а также металлы d-семейства в степени окисления +1, +2, реже +3(Cu₂O, CuO, Ag₂O, СrO, FeO, MnO, СоO, NiO).
Кислотные оксиды образуют как элементы-неметаллы (СО₂, SO₂, NO₂,Р₂O₅, Cl₂O₇), так и элементы-металлы, степень окисления атома металла должна быть +5 и выше(V₂O₅, СrO₃, Mn₂O₇, MnO₃). Амфотерные оксиды образуют только элементы металлы (ZnO, AI₂O₃, Fe₂O₃, BeO, Cr₂O₃, PbO, SnO, MnO₂).

В обычных условиях оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях: все основные и амфотерные оксиды твердые вещества, кислотные оксиды могут быть жидкими (SO₃,Сl₂O7,Mn₂O7), газообразными (CO₂, SO₂, NO₂) и твердыми (P₂O₅, SiO₂). Некоторые имеют запах (NO₂, SO₂), однако большинство оксидов запаха не имеют. Одни оксиды окрашены: бурый газ NO₂, вишнево-красный CrO₃, черные CuO и Ag₂O, красные Cu₂O и HgO, коричневый Fe₂O₃, белые SiO₂, Аl₂O₃ и ZnO, другие — бесцветные (H₂O, CO₂, SO₂).

Большинство оксидов устойчивы при нагревании; легко разлагаются при нагревании оксиды ртути и серебра. Основные и амфотерные оксиды имеют немолекулярное строение, для них характерна кристаллическая решетка ионного типа. Большинство кислотных оксидов вещества молекулярного строения (одно из немногих исключений — оксид кремния (IV), имеющий атомную кристаллическую решетку).

Источник

Основные, амфотерные, кислотные оксиды. Способы получения оксидов. Часть 1

Основные, амфотерные, кислотные оксиды. Способы получения оксидов. Часть 1

Мы продолжаем с вами рассматривать оксиды. Давайте вспомним характерные свойства амфотерных, кислотных, основных оксидов и еще рассмотрим частные случаи (вы с ними можете столкнуться при решении второй части заданий ЕГЭ по химии.

Итак, оксиды – это бинарные соединения (состоящие из двух элементов), содержащих атомы кислорода в степени окисления -2. Мы не рассматриваем сейчас понятие сложных оксидов. С ними познакомимся чуть позже в отдельных статьях для тех, кто хочет знать немного больше, чем на сто баллов ЕГЭ по химии.

Классификация оксидов.

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды – оксиды которые в реакциях с кислотами и щелочами образуют соли. Несолеобразующие оксиды – неиндифферентные оксиды. Таким оксидам соли не соответствуют (примеры несолеобразующих оксидов- монооксид азота, монооксид кремния, угарный газ.

Основные оксиды – оксиды, которые вступают в реакцию с кислотами с образованием солей. Основным оксидам соответствуют гидроксиды. Нетрудно догадаться, что к ним относятся оксиды щелочных и щелочноземельных элементов.

Кислотные оксиды – оксиды, при реакции с щелочами образующие соли. К ним относятся диоксид углерода, оксид фосфора. Вообще этим оксидам соответствуют кислоты. К примеру диоксиду углерода соответствует угольная кислота.

Кислотными оксидами являются все солеобразующие оксиды неметаллов и оксиды металлов в высоких степенях окисления. Кстати, кислотные оксиды имеют еще название ангидридов кислот.

Амфотерные оксиды – оксиды проявляющие свойства и кислотных и основных оксидов. Они вступают в реакции с кислотами и с основаниями с образованием солей. Амфотерным оксидам отвечают амфотерные основания. Амфотерными оксидами являются оксиды металлов в средних степенях окисления (в основном +3, +4).

В случае если металл проявляет разные степени окисления и образует несколько оксидов, то чем выше степень окисления металла, тем более кислотный характер имеет этот оксид.

Химические свойства оксидов

Основные оксиды вступаю в реакцию с водой с образованием оснований, при условии, что последние растворимы. Оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания с водой не реагируют. Все основные оксиды вступают в реакцию с кислотами с образованием соли и воды.

Ангидриды в реакции с водой образуют кислоты. Большинство кислотных оксидов реагирует с водой. Но если у нас в наличии оксид нерастворимой кислоты, то такой оксид с водой не реагирует. Со щелочами кислотные оксиды реагируют с образованием соли и воды.

Основные оксиды с кислотными оксидами взаимодействуют между собой образуя соли (к примеру оксид магния в реакции с диоксидом углерода дает карбонат магния).

Получение оксидов

Оксиды в основном можно получить реакцией соединения простого вещества с кислородом при высокой температуре.

Еще один способ получения оксидов – разложение соответствующих кислот и оснований, солей (например, гидроксид меди при нагревании разлагается на оксид меди и воду, а нитрат свинца дает оксид свинца, диоксид азота и кислород.)

Еще один способ получения отдельно взятых оксидов – окисление сложных веществ кислородом.

Частные способы получения оксидов

Как уже было указано выше, оксиды, образующиеся сильно эндотермически, можно получить синтезом из простых веществ. Имеет место для элементов первой-четвертой группы.

К примеру, оксид алюминия мы можем получить синтезом из простых веществ. Если этот процесс заморозить – то он протекает экзотермически (вы, конечно же, помните, что такое экзотермическая реакция). Помним, что у алюминия есть один неспаренный электрон в основном состоянии, а возбуждение атома алюминия с переходом одного электрона на свободные орбитали 3р-подуровня трех неспаренных электронов происходит легко. Это и поясняет. Кстати, почему алюминий трехвалентный.

А теперь давайте посмотрим на классическую реакцию, которая имеет важное значение в топливной промышленности – получение оксида углерода

С(т)+СО2(г)=2СО(г) –энтальпия = 173 кДж

Реакция эндотермическая, значит необходимо повышение температуры для ее успешного протекания. При низких температурных режимах равновесие у нас смещается в сторону разложения монооксида углерода на углерод и углекислый газ. Налицо реакция диспропорционирования. Если мы заглянем в справочные таблицы, то увидим, что температуре порядка 400 градусов и давлении равном атмосферному, равновесие смещено в сторону разложения монооксида углерода практически полностью. А вот если температура у нас порядка 1000 градусов по шкале, то равновесие сдвинуто в сторону образования монооксида. А вот в температурном интервале 400-1000 градусов у нас налицо конкуренция прямой и обратной реакций. Что это значит? А то что если мы возьмем смесь чистого монооксида углерода или смесь диоксида углерода с углем в равных молярных долях и выдержать их при заданной температуре в этом интервале, то и в первом и во втором случае мы получим равновесную смесь угля, диоксида и монооксида углерода. При температуре около 700 градусов – соотношение моноокида углерода и диоксида углерода будут идентичными, но если начать медленно охлаждать СО, который получили при нагревании до 1000 градусов, то равновесие у нас сместится в нужном направлении, концентрация СО постепенно снижается и при достижении 400 градусов в системе уже СО не будет. Но! При температуре ниже 300 градусов, то реакция разложения СО протекает крайне медленно, а при комнатной температуре скорость ее почти равна нулю. Отсюда следует верный вывод: если монооксид углерода, полученный при высокой температуре, резко охладить, то удастся его сохранить при комнатной температуре в метастабильном состоянии. На этом и основан промышленный метод получения СО.

Понятное дело, что намного тяжелее получать те кислородные соединения, которые при обычных условиях существуют только за счет замороженности процесса распада. Классика жанра – оксиды азота.

Как вы думаете почему оксиды азота имеют очень низкую стабильность? Это результат исключительной прочности молекулы азота. Только представьте: образование одного моля молекулы азота из свободных атомов азота сопровождается выделением 945 кДж. Именно поэтому смесь 1 моля азота с 1 и моль кислорода энергетически более выгодное состояние, нежели 2 моль оксида азота. Поэтому, ввиду эндотермичности процесса получения двухвалентного оксида азота, последний может быть получен только при очень высокой температуре. Как вариант – в электрической дуге.

На практике это выглядит так: через трубку с электрической дугой, растянутую магнитным полем в виде диска диаметром в несколько метров, продувают воздух. Скорость продувания воздуха должна быть настолько большой, чтобы результирующая газовая смесь быстро проскакивала зону промежуточных температур, где может пройти обратный процесс – превращение монооксида азота в азот и кислород. Ниже восьмиста градусов процесс распада монооксида азота уже практически заморожен и его в принципе можно сохранить. При температуре 3200 градусов доля выхода NO составляет порядка 4%.

Как видите описанный процесс требует огромных затрат энергии, поэтому, большая часть оксидов азота, требуемых для производства азотной кислоты получают в основном другим способом –каталитическим окислением аммиака. В отсутствие катализатора аммиак горит в кислороде с образованием азота и воды.

На поверхности катализатора из платины или ее сплава с палладием идет иной процесс – образование двухвалентного оксида азота и воды. Соединение NO эндотермичное, а вода – экзотермичное. Сам процесс экзотермичный.

NО легко присоединяет кислород с образованием четырехвалентного оксида азота. Последний в свою очередь растворяется в воде и дает смесь азотной и азотистой кислоты. Азотистая кислота крайне неустойчивая и разлагается по уравнению:

Полученный NO2 вновь может реагировать с водой. Если растворение NO2 в воде происходит в присутствии воздуха, то NO окисляется до NO2, который опять вступает в реакцию с водой. В итоге весь четырехвалентный оксид азота превращается в азотную кислоту.

В следующей статье мы с вами рассмотрим еще один пример как один оксид получают из другого оксида того же элемента.

Источник