Способы получения несолеобразующих оксидов

Оксиды — соединения химических элементов с кислородом, в которых сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Не считая фтора, кислород — самый электроотрицательный химический элемент, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.

В зависимости от химических свойств различают:

— основные оксиды

Получение основных оксидов:

1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na₂О, К₂О крайне труднодоступны.

2. Обжиг сульфидов:

2 CuS + З О₂ => 2 СuО + 2 SО₂

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3. Разложение гидроксидов:

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот:

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов.

Химические свойства основных оксидов:

Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

2 HgO => 2 Hg + O₂

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

— кислотные оксиды

Кислотные оксиды реагируют с щелочами с образованием солей. Кислотным оксидам соответствуют кислоты. Образуются неметаллами (SO₃, P₂O₅)и некоторыми переходными элементами на высших степенях окисления от IV до VII (Mn₂O₇, CrO₃).

Получение кислотных оксидов:

Кислотные оксиды получают методами, аналогичными методам получения основных оксидов.

Химические свойства кислотных оксидов:

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

2. Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, а так же со щелочами:

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

— амфотерные оксиды

Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями. Амфотерным оксидам соответствуют одновременно и кислоты, и основания. Образуются переходными металлами. Металлы в амфотерных оксидах обычно проявляют валентность II,III,IV (ZnO, Al₂O₃, TiO₂)

Получение амфотерных оксидов:

Амфотерные оксиды получают методами, аналогичными методам получения основных оксидов.

Химические свойства амфотерных оксидов:

По химическим свойствам амфотерные оксиды похожи на основные оксиды и отличаются от них только своей способностью реагировать с щелочами, как с твердыми (при сплавлении), так и с растворами, а также с основными оксидами. При сплавлении оксида цинка со щелочью (например, NaOH) оксид цинка ведет себя как кислотный оксид, образуя в результате реакции соль — цинкат натрия:

При взаимодействии оксида цинка с раствором щелочи (того же NaOH) протекает другая реакция:

При нагревании амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами

но только в случае оксидов щелочных металлов может идти речь об образовании солей, в остальных случаях образуются сложные оксиды. Резкой границы как между амфотерными и основными, так и между амфотерными и кислотными оксидами нет. В очень жестких условиях амфотерные свойства могут проявлять как некоторые основные оксиды (например, MgO под давлением при высокой температуре и высокой концентрации щелочи), так и некоторые кислотные оксиды (например, B₂O₃).

— несолеобразующие оксиды

Несолеобразующие оксиды не образуют солей ни с кислотами, ни с основаниями. Образуются некоторыми неметаллами в низших степенях окисления (NO, N₂O, СО)

Получение несолеобразующих оксидов:

Несолеобразующие оксиды получают методами, аналогичными методам получения основных оксидов.

Химические свойства несолеобразующих оксидов:

Несолеобразующие оксиды не относятся к характеристическим соединениям, поэтому их химические реакции достаточно сложно систематизировать и правильнее рассматривать химические свойства каждого несолеобразующего оксида в отдельности, благо их не очень много. Чаще всего они проявляют окислительно-восстановительные свойства.

Номенклатура оксидов:

Оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже. Если элемент образует несколько оксидов, то 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.

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

Физические и химические свойства оксидов

Исключение дифторид кислорода (OF₂), поскольку электроотрицательность фтора выше, чем у кислорода и фтор всегда проявляет степень окисления «-1».

Оксиды, в зависимости от проявляемых ими химических свойств подразделяют на два класса – солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Солеобразующие оксиды имеют внутреннюю классификацию. Среди них выделяют кислотные, основные и амфотерные оксиды.

Химические свойства несолеобразующих оксидов

Несолеобразующие оксиды не проявляют ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств, не образуют соли. К несолеобразующим оксидам относятся оксиды азота (I) и (II) (N₂O, NO), оксид углерода (II) (CO), оксид кремния (II) SiO и др.

Несмотря на то, что несолеобразующие оксиды не способны к образованию солей при взаимодействии оксида углерода (II) с гидроксидом натрия образуется органическая соль – формиат натрия (соль муравьиной кислоты):

CO + NaOH = HCOONa.

При взаимодействии несолеобразующих оксидов с кислородом получают высшие оксиды элементов:

Химические свойства солеобразующих оксидов

Среди солеобразующих оксидов различают основные, кислотные и амфотерные оксиды, первые из которых при взаимодействии с водой образуют основания (гидроксиды), вторые – кислоты, а третьи – проявляют свойства как кислотных, так и основных оксидов.

Основные оксиды реагируют с водой с образованием оснований:

При взаимодействии основных оксидов с кислотными или амфотерными оксидами получаются соли:

Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей и воды:

При взаимодействии основных оксидов, образованных металлами, стоящими в ряду активности после алюминия, с водородом, происходит восстановление металлов, входящих в оксида:

Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот:

Некоторые кислотные оксиды, например, оксид кремния (IV) (SiO₂), не вступают в реакцию взаимодействия с водой, поэтому, соответствующие этим оксидам кислоты получают косвенным путем.

При взаимодействии кислотных оксидов с основными или амфотерными оксидами получаются соли:

Кислотные оксиды реагируют с основаниями с образованием солей и воды:

Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотными и основными оксидами (см. выше), а также с кислотами и основаниями:

Физические свойства оксидов

Большинство оксидов – твердые вещества при комнатной температуре (CuO – порошок черного цвета, CaO – белое кристаллическое вещество, Cr₂O₃ – порошок зеленого цвета и т.д.). Некоторые оксиды представляют собой жидкости (вода – оксид водорода – бесцветная жидкость, Cl₂O₇ – бесцветная жидкость) или газы (CO₂ – газ без цвета, NO₂ – газ бурого цвета). Строение оксидов также различно, чаще всего молекулярное или ионное.

Получение оксидов

Практически все оксиды можно получить по реакции взаимодействия конкретного элемента с кислородом, например:

К образованию оксидов также приводит термическое разложение солей, оснований и кислот:

Среди других способов получения оксидов выделяют обжиг бинарных соединений, например, сульфидов, окисление высших оксидов до низших, восстановление низших оксидов до высших, взаимодействие металлов с водой при высокой температуре и др.

Примеры решения задач

Задание	При электролизе 40 моль воды выделилось 620 г кислорода. Определите выход кислорода.
Решение	Выход продукта реакции определяется по формуле:

Практическая масса кислорода – масса, указанная в условии задачи – 620 г. Теоретическая масса продукта реакции – масса, рассчитанная по уравнению реакции. Запишем уравнение реакции разложения воды под действием электрического тока:

Согласно уравнению реакции n(H₂O):n(O₂) = 2:1, следовательно n(O₂) = 1/2×n(H₂O) = 20 моль. Тогда, теоретическая масса кислорода будет равна:

η (О₂) = 620 / 640 × 100% = 96,9 %.

Ответ Выход кислорода – 96,9 %.

Задание	Определите простейшую формулу соединения, содержащего 68,4% хрома и 31,6% кислорода.
Решение	Обозначим количество атомов хрома и кислорода, входящих в состав оксида индексами x и y. Тогда, формула оксида – Cr_xO_y. Составим соотношение:

x:y = ω(Cr)/Ar(Cr) : ω(O)/Ar(O);

x:y = 68,4/52 : 31,6/16;

Разделим на наименьшее значение – 1,3, получим, что х = 1, а у = 2. Следовательно формула оксида CrO₂.

Источник