Способы получения оксидов примеры реакций

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

Урок 33. Получение и применение оксидов

В уроке 33 «Получение и применение оксидов» из курса «Химия для чайников» узнаем как получать оксиды различными способами, а также познакомимся с широким спектром применения оксидов во всех отраслях промышленности и быта.

Получение оксидов

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом

Некоторые оксиды образуются в результате сжигания в кислороде (или на воздухе) соответствующих простых веществ. Так можно получить оксиды углерода(IV), серы(IV), фосфора(V), магния и других неметаллов и металлов:

2. Взаимодействие сложных веществ с кислородом

Оксиды можно получать также сжиганием в кислороде (или на воздухе) некоторых сложных веществ, например:

3. Термическое разложение нерастворимых оснований

Применение оксидов

Один из наиболее широко использующихся оксидов — вода H₂O, о применении которой в быту, технике и ромышленности вы уже знаете.

Разнообразное применение находят и некоторые другие оксиды. Так, например, из оксида железа(III) Fe₂O₃, входящего в состав железных руд, в промышленности получают железо, а из оксида алюминия Al₂O₃ — алюминий. Оксид алюминия применяют также для изготовления искусственных драгоценных камней — рубина и сапфира. Мелкие кристаллы этого оксида применяются также в производстве наждачной бумаги.

Оксид углерода(IV) (углекислый газ) используют в пищевой промышленности для изготовления всех газированных напитков, для увеличения срока сохранности фруктов и овощей. Этим веществом наполняют углекислотные огнетушители. Твердый оксид углерода(IV) под названием «сухой лед» (рис. 117) применяют для хранения мороженого, для сильного охлаждения различных материалов.

Достаточно широко используется и оксид серы(IV) SO₂ (сернистый газ). Он находит применение в производстве серной кислоты, для дезинфекции складских помещений, уничтожения вредных насекомых и бактерий, отбеливания бумаги.

Оксид кремния(IV) SiO₂ в виде кварцевого песка используется в производстве стекла и бетона. Вместе с оксидом свинца(II) PbO он применяется для изготовления полудрагоценных камней и украшений («кристаллы Сваровски»).

Оксид кальция СaO под названием «негашеная известь» применяют при изготовлении различных строительных материалов. Оксиды некоторых других металлов находят применение в производстве красок. Так, например, Fe₂O₃ используют для изготовления краски коричневого, Сr₂O₃ — зеленого, ZnO и TiO₂ — белого цветов.

Краткие выводы урока:

1. Оксиды образуются при взаимодействии кислорода с простыми и сложными веществами.
2. Оксиды можно получить термическим разложением нерастворимых оснований.
3. Оксиды находят широкое практическое применение в промышленности и в быту.
4. Оксиды — вода H₂O и углекислый газ СО₂ — участвуют в процессе фотосинтеза.

Надеюсь урок 33 «Получение и применение оксидов» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.

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 оксиды — получение и химические свойства

Основными называются такие оксиды, которым соответствуют основания. Например, Na₂O, CaO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания NaOH, Ca(OH)₂ .

Получение основных оксидов

1. Взаимодействие металла с кислородом:

Этот метод неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды и супероксиды, и только литий, сгорая, образует оксид Li₂O.

2. Обжиг сульфидов:

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

3. Разложение нерастворимых оснований (при t):

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот — чаще нитратов и карбонатов (при t):

Свойства основных оксидов

Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О —2 , поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

1. Большинство основных оксидов не распадаются при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

2. Типичные реакции с образованием солей:

с кислотными оксидами:	BaO + SiO2 = BaSiO3
с амфотерными оксидами:	MgO + Al2O3 = Mg(AlO2)2
с кислотами:	СaО + Н2SО4 = CaSО4 + Н2О

3. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

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

Источник

Оксиды их классификация, способы получения и химические свойства (таблица, схема)

Оксиды — это бинарные соединения кислорода, то есть сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых является кислород.

Э₂ +n O_n -2 — общая формула оксидов, где

n — степень окисления элемента

-2 — степень окисления кислорода

Названия оксидов составляется из слова «оксид» и названия элемента образующего оксид в родительном падеже (CaO — оксид кальция).

Схема классификация оксидов

Таблица классификация оксидов с примерами

Оксиды, в которых есть только связи между кислородом и каким-нибудь элементом

Смотрите свойства кислотных и основных оксидов

Те, в которых есть связи между двумя атомами кислорода

Смотрите таблицу свойства пероксида водорода

Те, которые представляют собой смесь двух оксидов одного элемента в разных степенях окисления

Обладают теми же свойствами, что и входящие в их составы оксиды

Кислотные или ангидриды

Оксиды, которые реагируют с водой, образуя кислоты; с основаниями и основными оксидами — образуют соли

С основаниями и основными оксидами: Мn₂O₇ + 2КOН → 2КМnO₄ + Н₂O

Те, которые реагируют с водой, образуя основания; с кислотами и кислотными оксидами образуют соли

С кислотами и кислотными оксидами:

Те, которые в зависимости от условий проявляют свойства и кислотных, и основных оксидов

Оксиды, которые не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями. Солей не образуют

Способы получения оксидов таблица

Почти все хим. элементы образуют оксиды. На данный момент не получены оксиды гелия, неона и аргона.

Способы получения оксидов

Взаимодействие простых веществ с кислородом

Так получают преимущественно оксиды неметаллов

Термическое разложение оснований, солей, кислот

Так получают преимущественно оксиды металлов

Взаимодействие простых веществ и солей с кислотами-окислителями

Способ получения преимущественно оксидов неметаллов

Химические свойства оксидов таблица

Химические свойства оксидов

1. Основной оксид* + вода —> щелочь

2. Основной оксид + кислота —> соль + вода

3. Основной оксид + кислотный оксид —> соль

1. Кислотный оксид + вода —> кислота

SiO₂ + Н₂O -/-> нет реакции (исключение)

2. Кислотный оксид + щелочь —> соль + вода

3. Кислотный оксид + основной оксид —> соль

1. С кислотами реагируют как основные оксиды

2. С основаниями (щелочами) реагируют как кислотные оксиды

_______________

Источник информации: Насонова А.Е. Химия, школьная программа в таблицах и формулах, 1998

Источник