Оксиды: классификация, получение и химические свойства. Оксиды Оксиды свойства получение

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, N 2 O 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:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий .

Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na 2 O 2 ,

2Na + O 2 → 2Na 2 O 2

Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO 2:

K + O 2 → KO 2

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

4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3

4Cr + 3O 2 → 2Cr 2 O 3

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

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

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):

4P + 5O 2(изб.) → 2P 2 O 5

4P + 3O 2(нед.) → 2P 2 O 3

Но есть некоторые исключения .

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

S + O 2 → SO 2

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

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

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

N 2 + O 2 = 2NO

Не окисляется кислородом фтор F 2 (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl 2 , 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 FeS 2 образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV):

4FeS 2 + 11O 2 → 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

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

2H 2 S + 3O 2(изб.) → 2H 2 O + 2SO 2

2H 2 S + O 2(нед.) → 2H 2 O + 2S

А вот аммиак горит с образованием простого вещества N 2 , т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:

4NH 3 + 3O 2 →2N 2 + 6H 2 O

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

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

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):

H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2

H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2

NH 4 OH → NH 3 + H2O

2AgOH → Ag 2 O + H 2 O

2CuOH → Cu 2 O + H 2 O

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

H 2 SiO 3 → H 2 O + SiO 2

2Fe(OH) 3 → Fe 2 O 3 + 3H 2 O

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

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

Li 2 CO 3 → H 2 O + Li 2 O

CaCO 3 → CaO + CO 2

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

2Zn(NO 3) 2 → 2ZnO + 4NO 2 + O 2

Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье .

Химические свойства оксидов

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

Взаимодействие оксидов с водой

* Источник: "Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки", стр. 143.

Взаимодействие оксидов друг с другом

1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:

Na 2 O + CaO → реакция не идет
CO 2 + SO 3 → реакция не идет

2. Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO 2 , SO 2 , о них подробнее ниже):

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4
CaO + CO 2 → CaCO 3
Na 2 O + ZnO → Na 2 ZnO 2

Взаимодействие оксидов с кислотами

1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Na 2 O + HNO 3 → NaNO 3 + H 2 O
ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H 2 SiO 3 . Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.
CuO + H 2 SiO 3 → реакция не идет.

2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:

SO 2 + 2H 2 S → 3S + 2H 2 O
SO 3 + H 2 S → SO 2 - + H 2 O

SiO 2 + 4HF(нед.) → SiF 4 + 2H 2 O

С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):
SO 2 + HNO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 + NO

Взаимодействие оксидов с основаниями

1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:

CO 2 + 2NaOH → Na 2 CO 3 + H 2 O
CO 2 + NaOH → NaHCO 3 (если CO 2 в избытке)

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:

а) Реакциях с растворами щелочей:

ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (тетрагидроксоцинкат натрия)
BeO + 2NaOH + H 2 O → Na 2 (тетрагидроксобериллат натрия)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (тетрагидроксоалюминат натрия)

б) Сплавление с твердыми щелочами:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O (цинкат натрия)
(кислота: H 2 ZnO 2)
BeO + 2NaOH → Na 2 BeO 2 + H 2 O (бериллат натрия)
(кислота: H 2 BeO 2)
Al 2 O 3 + 2NaOH → 2NaAlO 2 + H 2 O (алюминат натрия)
(кислота: HAlO 2)

Взаимодействие оксидов с солями

1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:

SiO 2 + CaCO 3 → CaSiO 3 + CO 2 -
P 2 O 5 + 3CaCO 3 → Ca 3 (PO 4) 2 + 3CO 2 -
Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2
Cr 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaCrO 2 + CO 2
ZnO + 2KHCO 3 → K 2 ZnO 2 + 2CO 2 + H 2 O

SiO 2 + K 2 SO 3 → K 2 SiO 3 + SO 2 -
ZnO + Na 2 SO 3 → Na 2 ZnO 2 + SO 2 -

Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:
K 2 CO 3 + SO 2 → K 2 SO 3 + CO 2 - (H 2 CO 3 слабее и менее устойчива, чем H 2 SO 3)

2. Растворенный в воде CO 2 растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):
CO 2 + H 2 O + CaCO 3 → Ca(HCO 3) 2
CO 2 + H 2 O + MgCO 3 → Mg(HCO 3) 2

В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:
MgCO 3 + CO 2 (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.

Это один из способов получения кислых солей.

Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):

1. Реакции с CO, C и H 2:

CuO + C → Cu + CO-
CuO + CO → Cu + CO 2
CuO + H 2 → Cu + H 2 O-

ZnO + C → Zn + CO-
ZnO + CO → Zn + CO 2
ZnO + H 2 → Zn + H 2 O-

PbO + C → Pb + CO
PbO + CО → Pb + CO 2 -
PbO + H 2 → Pb + H 2 O

FeO + C → Fe + CO
FeO + CО → Fe + CO 2 -
FeO + H 2 → Fe + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3C → 2Fe + 3CO
Fe 2 O 3 + 3CО → 2Fe + 3CO 2
Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2Fe + 3H 2 O-

WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:

CaO + 3C → CaC 2 + 3CO
2Al 2 O 3 + 9C → Al 4 C 3 + 6CO

3. Восстановление более активным металлом:

3FeO + 2Al → 3Fe + Al 2 O 3
Cr 2 O 3 + 2Al → 2Cr + Al 2 O 3 .

4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:

2P 2 O 5 + 5C → 4P + 5CO 2
SO 2 + C → S + CO 2
2NO + C → N 2 + CO 2
2N 2 O + C → 2N 2 + CO 2
SiO 2 + 2C → Si + 2CO

Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:

2NO + 2H 2 → N 2 + 2H 2 O
N 2 O + H 2 → N 2 + H 2 O

SiO 2 + H 2 → реакция не идет.

В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:
CO + 2H 2 <=> CH 3 OH (t, p, kt)

Особенности свойств оксидов CO 2 и SO 2

1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:

CO 2 + Al(OH) 3 → реакция не идет

2. Реагируют с углеродом:

CO 2 + C → 2CO-
SO 2 + C → S + CO 2 -

3. С сильными восстановителями SO 2 проявляет свойства окислителя:

SO 2 + 2H 2 S → 3S + 2H 2 O
SO 2 + 4HI → S + 2I 2 + 2H 2 O
SO 2 + 2C → S + CO 2
SO 2 + 2CO → S + 2CO 2 (Al 2 O 3 , 500°C)

4. Сильные окислители окисляют SO 2:

SO 2 + Cl 2 <=> SO 2 Cl 2
SO 2 + Br 2 <=> SO 2 Br 2
SO 2 + NO 2 → SO 3 + NO
SO 2 + H 2 O 2 → H 2 SO 4

5SO 2 + 2KMnO 4 +2H 2 O → 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 2H 2 SO 4
SO 2 + 2KMnO 4 + 4KOH → 2K 2 MnO 4 +K 2 SO 4 + 2H 2 O

SO 2 + HNO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 + NO

6. Оксид углерода (IV) CO 2 проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:

CO 2 + 2Mg → 2MgO + C (t)

Особенности свойств оксидов азота (N 2 O 5 , NO 2 , NO, N 2 O)

1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями. Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах. Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H 2 , HI и йодиды, H 2 S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.

2NO 2 + 4CO  → N 2 + 4CO 2
2NO 2 + 2S → N 2 + 2SO 2
2NO 2 + 4Cu → N 2 + 4CuO

N 2 O 5 + 5Cu → N 2 + 5CuO
2N 2 O 5 + 2KI → I 2 + 2NO 2 + 2KNO 3
N 2 O 5 + H 2 S → 2NO 2 + S + H 2 O

2NO + 2H 2 → N 2 + 2H 2 O
2NO + C → N 2 + CO 2
2NO + Cu → N 2 + 2Cu 2 O
2NO + Zn → N 2 + ZnO
2NO + 2H 2 S → N 2 + 2S + 2H 2 O

N 2 O + H 2 → N 2 + H 2 O
2N 2 O + C → 2N 2 + CO 2
N 2 O + Mg → N 2 + MgO

2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N 2 O 5 , так как степень окисления уже максимальная):
2NO + 3KClO + 2KOH → 2KNO 3 + 3KCl + H 2 O
8NO + 3HClO 4 + 4H 2 O → 8HNO 3 + 3HCl
14NO + 6HBrO 4 + 4H 2 O → 14HNO 3 + 3Br 2
NO + KMnO 4 + H 2 SO 4 → HNO 3 + K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
5N 2 O + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 → 10NO + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O.

3. Несолеобразующие оксиды N 2 O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).

Химические свойства CO как сильного восстановителя

1. Реагирует с некоторыми неметаллами:

2CO + O 2 → 2CO 2
CO + 2H 2 <=> CH 3 OH (t, p, kt)
CO + Cl 2 <=> COCl 2 (фосген)

2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:

CO + KOH → HCOOK
CO + Na 2 O 2 → Na 2 CO 3
CO + Mg → MgO + C (t)

3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:

CO + CuO → Cu + CO 2
3CO + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3CO 2
3CO + Cr 2 O 3 → 2Cr + 3CO 2

2CO + SO 2 → S + 2CO 2 - (Al 2 O 3 , 500°C)
5CO + I 2 O 5 → I 2 + 5CO 2 -
4CO + 2NO 2 → N 2 + 4CO 2

3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.

Химические свойства SiO 2

1. Взаимодействует с активными металлами:

SiO 2 + 2Mg → 2MgO + Si
SiO 2 + 2Ca → 2CaO + Si
SiO 2 + 2Ba → 2BaO + Si

2. Взаимодействует с углеродом:

SiO 2 + 2C → Si + 2CO
(Согласно пособию "Курс самоподготовки" Каверина, SiO 2 + CO → реакция не идет)

3 С водородом SiO 2 не взаимодействует.

4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:

SiO 2 + 2NaOH → Na 2 SiO 3 +H 2 O
SiO 2 + CaO → CaSiO 3
SiO 2 + BaO → BaSiO 3
SiO 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 SiO 3 + CO 2
SiO 2 + CaCO 3 → CaSiO 3 + CO 2

SiO 2 + Cu(OH) 2 → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).

5. Из кислот SiO 2 взаимодействует только с плавиковой кислотой:

SiO 2 + 4HF → SiF 4 + 2H 2 O.

Свойства оксида P 2 O 5 как сильного водоотнимающего средства

HCOOH + P 2 O 5 → CO + H 3 PO 4
2HNO 3 + P 2 O 5 → N 2 O 5 + 2HPO 3
2HClO 4 + P 2 O 5 → Cl 2 O 7 + 2HPO 3 .

Термическое разложение некоторых оксидов

В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины:
Основные:
4CuO → 2Cu 2 O + O 2 (t)
2HgO → 2Hg + O 2 (t)

Кислотные:
2SO 3 → 2SO 2 + O 2 (t)
2N 2 O → 2N 2 + O 2 (t)
2N 2 O 5 → 4NO 2 + O 2 (t)

Амфотерные:
4MnO 2 → 2Mn 2 O 3 + O 2 (t)
6Fe 2 O 3 → 4Fe 3 O 4 + O 2 (t).

Особенности оксидов NO 2 , ClO 2 и Fe 3 O 4

1. Диспропорционирование: оксидам NO 2 и ClO 2 соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO 2 и хлорат и хлорит в случае ClO 2:

2N +4 O 2 + 2NaOH → NaN +3 O 2 + NaN +5 O 3 + H 2 O

4NO 2 + 2Ba(OH) 2 → Ba(NO 2) 2 + Ba(NO 3) 2 + 2H 2 O

2NO 2 + Na 2 CO 3 → NaNO 3 + NaNO 2 + CO 2

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N +5 , так как он окисляет нитрит до нитрата:

4NO 2 + O 2 + 4NaOH → 4NaNO 3 + 2H 2 O

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O → 4HNO 3 (растворение в избытке кислорода)

2Cl +4 O 2 + H 2 O → HCl +3 O 2 + HCl +5 O 3
2ClO2 + 2NaOH → NaClO 2 + NaClO 3 + H 2 O

2. Оксид железа (II,III) Fe 3 O 4 (FeO·Fe 2 O 3) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:

Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 4H 2 O.

2. Классификация, получение и свойства оксидов

Из бинарных соединений наиболее известны оксиды. Оксидами называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород, имеющий степень окисления -2. По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные) . Солеобразующие оксиды, в свою очередь, подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Названия оксидов образуются с применением слова «оксид» и русского названия элемента в родительном падеже с указанием римскими цифрами валентности элемента, например: SO 2 - оксид серы (IV ), SO 3 - оксид серы (VI ), CrO - оксид хрома (II ), Cr 2 O 3 - оксид хрома (III ).

2.1. Основные оксиды

Основными называются оксиды, взаимодействующие с кислотами (или с кислотными оксидами) с образованием солей.

К основным оксидам относятся оксиды типичных металлов , им соответствуют гидроксиды, обладающие свойствами оснований (основные гидроксиды), причем степень окисления элемента не изменяется при переходе от оксида к гидроксиду, например,

Получение основных оксидов

1. Окисление металлов при нагревании в атмосфере кислорода:

2Mg + O 2 = 2MgO,

2Cu + O 2 = 2CuO.

Этот метод неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды и супероксиды, и только литий, сгорая, образует оксид Li 2 O .

2. Обжиг сульфидов:

2 CuS + 3 O 2 = 2 CuO + 2 SO 2 ,

4 FeS 2 + 11 O 2 = 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2 .

Метод неприменим для сульфидов активных металлов , окисляющихся до сульфатов.

3. Разложение гидроксидов (при высокой температуре):

С u (OH ) 2 = CuO + H 2 O .

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

4. Разложение солей кислородсодержащих кислот (при высокой температуре):

ВаСО 3 = ВаО + СО 2 ,

2Pb(NO 3) 2 = 2PbO + 4NO 2 + O 2 ,

4 FeSO 4 = 2 Fe 2 O 3 + 4 SO 2 + O 2 .

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

(ZnOH) 2 CO 3 = 2ZnO +CO 2 + H 2 O.

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:

2HgO = 2Hg + O 2 ,

2Ag 2 O = 4Ag + O 2 .

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

BaO + SiO 2 = BaSiO 3 ,

MgO + Al 2 O 3 = Mg(AlO 2) 2 ,

ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O.

3. Присоединяя (непосредственно или косвенно) воду, основные оксиды образуют основания (основные гидроксиды). Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Li 2 O + H 2 O = 2 LiOH ,

CaO + H 2 O = Ca (OH ) 2 .

Исключение составляет оксид магния MgO . Из него нельзя получить гидроксид магния Mg (OH ) 2 при взаимодействии с водой.

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

Fe 2 O 3 + 2Al = Al 2 O 3 + 2Fe,

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O,

4 FeO + O 2 = 2 Fe 2 O 3 .

М.В. Андрюxoва, Л.Н. Бopoдина

1 группа - несолеобразующие - N 2 O, NO, CO, SiO.

2 группа - солеобразующие:

1. Основные - это такие оксиды, которым соответствуют основания. Оксиды металлов , степень окисления которых +1, +2: Na 2 O, CaO, CuO, FeO, CrO. Реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания: 1) щелочные металлы; 2) щелочноземельные металлы; 3) некоторые - CrO, MnO, FeO. Типичные реакции основных оксидов:
   • Основный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
   • Основный оксид + кислотный оксид → соль (реакция соединения)
   • Основный оксид + вода → щелочь (реакция соединения).
2. Кислотные - - это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Оксиды неметаллов. Оксиды металлов , степень окисления которых > +5: SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7 . Реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Типичные реакции кислотных оксидов:
   • Кислотный оксид + основание → соль + вода (реакция обмена).
   • Кислотный оксид + основный оксид → соль (реакция соединения).
   • Кислотный оксид + вода → кислота (реакция соединения)
3. Амфотерные - это оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Оксиды металлов , степень окисления которых +2, +3, +4: BeO, ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , MnO 2 . Взаимодействуют как с кислотами так и с основаниями. Реагируют с основными и кислотными оксидами. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются. Типичные реакции амфотерных оксидов:
   • Амфотерный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
   • Амфотерный оксид + основание → соль + вода или комплексное соединение.

Оксид углерода 2 и 4

Оксид углерода(II) в химическом отношении – инертное вещество. Не реагирует с водой, однако при нагревании с расплавленными щелочами образует соли муравьиной кислоты: CO + NaOH = HCOONa.

Взаимодействие с кислородом

При нагревании в кислороде сгорает красивым синим пламенем: 2СО + О 2 = 2СО 2 .

Взаимодействие с водородом : СО + Н 2 = С + Н 2 О.

Взаимодействие с другими неметаллами. При облучении и в присутствии катализатора взаимодействует с галогенами: СО + Cl 2 = COCl 2 (фосген). и серой СО + S = COS (карбонилсульфид).

Восстановительные свойства

СО – энергичный восстановитель. Восстанавливает многие металлы из их оксидов:

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2 .

Взаимодействие с переходными металлами

С переходными металлами образует карбонилы:

• Ni + 4CO = Ni(CO) 4 ;
• Fe + 5CO = Fe(CO) 5 .

Оксид углерода (IV) (углекислый газ, диоксид углерода, двуокись углерода,угольный ангидрид) - CO 2 , бесцветный газ (в нормальных условиях), без запаха, со слегка кисловатым вкусом. Химически оксид углерода (IV) инертен.

Окислительные свойства

С сильными восстановителями при высоких температурах проявляет окислительные свойства. Углем восстанавливается до угарного газа: С + СО 2 = 2СО.

Магний, зажженный на воздухе, продолжает гореть и в атмосфере углекислого газа: 2Mg + CO 2 = 2MgO + C.

Свойства кислотного оксида

Типичный кислотный оксид. Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:

• Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 ,
• 2NaOH + CO2 = Na 2 CO 3 + H 2 O,
• NaOH + CO 2 = NaHCO 3 .

Качественна реакция - для обнаружения углекислого газа является помутнение известковой воды.

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,N 2 О). 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 (Li 2 О, Na 2 О, К 2 О, Cs 2 О, Rb 2 О), щелочноземельные (CaO, SrO, BaO, RaO) и магний (MgO), а также металлы d-семейства в степени окисления +1, +2, реже +3(Cu 2 O, CuO, Ag 2 O, СrO, FeO, MnO, СоO, NiO).

Кислотные оксиды образуют как элементы-неметаллы (СО 2 , SO 2 , NO 2 ,Р 2 O 5 , Cl 2 O 7), так и элементы-металлы, степень окисления атома металла должна быть +5 и выше(V 2 O 5 , СrO 3 , Mn 2 O 7 , MnO 3). Амфотерные оксиды образуют только элементы металлы (ZnO, AI 2 O 3 , Fe 2 O 3 , BeO, Cr 2 O 3 , PbO, SnO, MnO 2).

В обычных условиях оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях: все основные и амфотерные оксиды твердые вещества, кислотные оксиды могут быть жидкими (SO 3 ,Сl 2 O7,Mn 2 O7), газообразными (CO 2 , SO 2 , NO 2) и твердыми (P 2 O 5 , SiO 2). Некоторые имеют запах (NO 2 , SO 2), однако большинство оксидов запаха не имеют. Одни оксиды окрашены: бурый газ NO 2 , вишнево-красный CrO 3 , черные CuO и Ag 2 O, красные Cu 2 O и HgO, коричневый Fe 2 O 3 , белые SiO 2 , Аl 2 O 3 и ZnO, другие - бесцветные (H 2 O, CO 2 , SO 2).

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

Al 2 O 3 +6KOH+3H 2 O=2K 3 - гексагидроксоалюминат калия;
ZnO+2NaOH+H 2 O=Na 2 - тетрагидроксоцинкат натрия;