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
Химические свойства, способы получения элементов
периодической системы Д.И.Менделеева…………………… 4-13
а) s -элементы I группы…………………………………………… 4
б) s -элементы II группы…………………………………………… 5
в) p -элементы III группы………………. …………….………… 6
г) p -элементы IV группы………………………………………….. 7
д) p -элементы V группы………………………………………….. 8
е) p -элементы VI группа………………………………………….. 9
ж) p -элементы VII группы……………………………………….. 10
з) d — элементы I-группы………………………………………….. 11
и) d — элементы II группы………………………………………….. 11
к) d — элементы VI группы………………………………………… 12
л) d — элементы VII-группы………………………………………… 12
м) d — элементы VIII-группы……………………………………….. 13
2. Работа в химической лаборатории…………………… 14-20
б) Техника безопасности………………………………………. … 15
в) Пользование электроприборами и газом………………. ……. 16
г) Элементы техники лабораторных работ………………………. 16
3.Синтезы неорганических веществ……………………. 21-33
а) Синтез 1. Получение сульфата кальция………………………. 21
б) Синтез 2. Получение ортоборной кислоты…………………… 24
в) Синтез 3. Получение оксида меди (I)…………………………. 27
г) Синтез 4. Получение оксида хрома(III)………………………… 31
Список литературы……………………………………. 34
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА, СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА.
Задание: Составить уравнения химических реакций, написать продукты реакции, дать им названия по международной номенклатуре, указать тип химической реакции, составить ионно-молекулярные уравнения (для реакций в растворах), для окислительно-восстановительных реакций составить уравнения электронного баланса, а для реакций в растворах — ионно — электронные уравнения (методом полуреакций).
S -элементы 1 группы
1. Li2CO3 + HCI  | 11. NaCI + H2O  |
| 2. LiCI | 12. Na2O2 + KJ + H2SO4 |
| 3. LiH + O2 | 13. Na2O2 + KMnO4 + H2SO4 |
| 4. Na + O2 | 14. Na2O2 + Fe(OH)2 + H2O |
| 5. Na + NH3 | 15. Na2CO3 + Ca(OH)2 |
| 6. Na2O + O2 | 16. NaOH + CI2 |
| 7. Na2O2 + Na | 17. NaOH + S |
8. Na2O2 + O2  | 18. NaOH + Be(OH)2 |
| 9. Na2O2 + CO2 | 19. NaOH + ZnSO4 |
| 10. Na2O2 + H2O | 20. NaF + AIF3 |
| 21. NaOH + AI + H2O | 32. KH + AIH3 |
| 22. NaNO3 | 33. K2O + H3РO4 |
23. Na2CO3 + SiO2  | 34. KO2 + H2SO4 |
| 24. K + O2 | 35. KO3 |
| 25. K + O3 | 36. K3PO4 + H2O |
| 26. KO2 + K | 37. KO3 + H2O |
| 27. KO2 + H2O | 38. Na + NH3 |
| 28. KHCO3 | 39. NaNH2 + H2O |
| 29. KOH + Zn + H2O | 40. KO2 + CO2 |
| 30. KOH + Si + H2O | 41. Na2CO3 + CrCI3 + H2O |
| 31. KH + H2O | 42. Na2O2 + H2SO4 |
S-элементы II группы
| 1. BeCI2 + LiH | 11. BeF2 + NaF |
| 2. BaSO4 + C | 12. CaH2 + O2 |
| 3. Mg + CO2 | 13. BaH2 + H2O |
| 4. BaH2 + H2O | 14. SrO + SiO2 |
| 5. Ba + H2SO4 к | 15. BeO + NaOH + H2O |
| 6. MgO + P2O5 | 16. CaCO3 + CO2 + H2O |
| 7. CaO + C | 17. BaO2 + H2SO4 |
| 8. BeCI2 + H2O | 18. Ba(OH)2 + NO2 |
| 9. Ca(OH)2 + CI2 | 19. CaC2 + HCI |
| 10. Be(OH)2 + NaOH | 20. CaCO3 + Na2CO3 + SiO2 |
| 21. Ba(NO3)2 | 31. CaCI2 + H2C2O4 |
| 22. Ca3(PO4)2 + H2SO4 | 32. Ca3(PO4)2 + H3PO4 |
| 23. BeO + HFизбыток | 33. BeH2 + NaH2 |
| 24. MgCI2 | 34. BeCI2 |
| 25. Ca + H2O | 35. CaO + H2O |
| 26. Be(OH)2 + HCI | 36. Ca(OH)2 + CI2O |
| 27. Ba(OH)2 + NH4CI | 37. Be2C + H2O |
| 28. CaC2 + H2O | 38. SrCO3 + HCI |
| 29. CaS + H2O | 39. CaCI2 + H2SO4 |
| 30. BaO + KMnO4 + H2SO4 | 40. BaO2 + FeSO4 + H2SO4 |
1. B2H6 | 11. B2H6 + O2 | ||
| 2. B2H6 + H2O | 12. B2H6 + HCI | ||
| 3. H3BO3 + NaOH p | 13. H3BO3 + Na2CO3 | ||
| 4. BCI3 + AICI3 | 14. B2O3 + Na2O | ||
| 5. H3BO3 + H2O | 15. AI + Fe3O4 | ||
| 6. Na2B4O7 + HCI + H2O | 16. AI2(SO4)3 + KOH | ||
| 7. AI2O3 + Na2CO3 | 17. AIF3 + NaF | ||
| 8. AI(OH)3 + CH3COOH | 18. Ga + NaOH + H2O | ||
| 9. TI2O + H2O | 19. AIH3 + LiH | ||
10. AI2O3  | 20. AICI3 + Na2CO3 + H2O | ||
| 21. BCI3 + H2O | 31. BCI3 + NH3 | ||
| 22. B + H2SO4 | 32. Bаморф + KOH + H2O | ||
| 23. H3BO3 + NaOH | 33. Na2B4O7 + H2O | ||
| 24. BF3 + NaF | 34. Mg3B2 + HCI | ||
| 25. AI2(SO4)3 + H2O | 35. AI4C3 + H2O | ||
| 26. AI + NaOH + H2O | 36. AICI3 + NaOH изб | ||
| 27. AI2O3 + HF | 37. AI + K2Cr2O7 + HCI | ||
| 28. AI + HNO3 (p) | 38. AI2O3 + NaOH | ||
| 29. AI + C | 39. AI + NH3 | ||
| 30. AI(Hg) + H2O | 40. Na2B4O7 + Fe2O3 |
Р-р р—р-р-р Р Р р_—─ Элементы IV А группы
Источник
