Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды СО, SiO, N 2 0, NO.
Солеобразующие оксиды:
Основные. Оксиды, гидраты которых являются основания ми. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na 2 O - оксид натрия, СаО - оксид кальция, CuO - оксид меди (II), СоО - оксид кобальта (II), Bi 2 O 3 - оксид висмута (III), Mn 2 O 3 - оксид марганца (III).
Амфотерные. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl 2 O 3 - оксид алюминия, Cr 2 O 3 - оксид хрома (III), SnO 2 - оксид олова (IV), МnO 2 - оксид марганца (IV), ZnO - оксид цинка, ВеО - оксид бериллия.
Кислотные. Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов. Примеры: Р 2 О 3 - оксид фосфора (III), СO 2 - оксид углерода (IV), N 2 O 5 - оксид азота (V), SO 3 - оксид серы (VI), Cl 2 O 7 - оксид хлора (VII). Оксиды металлов со степенями окисления +5, +6 и +7. Примеры: Sb 2 O 5 - оксид сурьмы (V). СrОз - оксид хрома (VI), МnОз - оксид марганца (VI), Мn 2 O 7 - оксид марганца (VII).
Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла
Физические свойства
Оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные, различного цвета. Например: оксид меди (II) CuO черного цвета, оксид кальция СаО белого цвета - твердые вещества. Оксид серы (VI) SO 3 - бесцветная летучая жидкость, а оксид углерода (IV) СО 2 - бесцветный газ при обычных условиях.
Агрегатное состояние
CaO, СuО, Li 2 O и др. основные оксиды; ZnO, Аl 2 O 3 , Сr 2 O 3 и др. амфотерные оксиды; SiO 2 , Р 2 O 5 , СrO 3 и др. кислотные оксиды.
SO 3 , Cl 2 O 7 , Мn 2 O 7 и др..
Газообразные:
CO 2 , SO 2 , N 2 O, NO, NO 2 и др..
Растворимость в воде
Растворимые:
а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов;
б) практически все кислотные оксиды (исключение: SiO 2).
Нерастворимые:
а) все остальные основные оксиды;
б) все амфотерные оксиды
Химические свойства
1. Кислотно-основные свойства
Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:
(только для оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) (кроме SiO 2).
Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:
2. Окислительно - восстановительные свойства
Если элемент имеет переменную степень окисления (с. о.), то его оксиды с низкими с. о. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими с. о. - окислительные.
Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:
Окисление оксидов с низкими с. о. до оксидов с высокими с. о. элементов.
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3
2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2
Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из их оксидов и водород из воды.
C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2
C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2
Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей:
Восстановление оксидов с высокими с о. элементов до оксидов с низкими с. о. или до простых веществ.
C +4 O 2 + C = 2C +2 O
2S +6 O 3 + H 2 S = 4S +4 O 2 + H 2 O
C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO
Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3
Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O
Использование оксидов малоактивных металлов дпя окисления органических веществ.
Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную с. о., способны к диспропорционированию;
например:
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
Способы получения
1. Взаимодействие простых веществ - металлов и неметаллов - с кислородом:
4Li + O 2 = 2Li 2 O;
2Cu + O 2 = 2CuO;
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:
Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O
3. Разложение некоторых солей:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
CaCO 3 = CaO + CO 2
(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
4. Окисление сложных веществ кислородом:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
5.Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:
Cu + H 2 SO 4 (конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 (конц) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
2HNO 3 (разб) + S = H 2 SO 4 + 2NO
6. Взаимопревращения оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).
Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (К - О - К; Са « О; 0«Sb0 и др.). Все оксиды делятся на несоле- и солеобразующие. Немногочисленные несолеобразующие оксиды не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. К ним относятся оксид азота (I) N20, оксид азота (И) N0 и др. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Так, например: CuO + H2S04 - CuS04 + Н20, MgO + С02 = MgC03. Основными могут быть только оксиды металлов. Однако не все оксиды металлов являются основными - многие из них относятся к амфотерным или кислотным (так, Сг203 - амфотерный, а Сг03 - кислотный оксид). Часть основных оксидов растворяется в воде, образуя соответствующие основания: Na20 + Н20 - 2NaOH. Кислотными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Так, например: S02 + 2К0Н - K2S03 + Н20, Р4О10 + бСаО = 2Са3(Р04)2. Кислотными являются оксиды типичных неметаллов, а также оксиды ряда металлов в высших степенях окисления (В203; N205; Мп207). Многие кислотные оксиды (их также называют ангидридами) соединяются с водой, образуя кислоты: N203 + Н20 - 2HN02. Амфотерными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. К амфотерным оксидам относятся: ZnO; А1203; Сг203; Mn02; Fe203 и др. Например, амфотерный характер оксида цинка проявляется при взаимодействии его как с соляной кислотой, так и с гидроксидом калия: ZnO + 2НС1 = ZnCl2 + Н20, ZnO + 2 КОН = K2Zn02 + Н20, ZnO + 2КОН + Н20 - K2. Амфотерная природа оксидов, нерастворимых в растворах кислот, и гидроксидов доказывается с помощью более сложных реакций. Так, прокаленные оксиды алюминия и хрома (III) практически нерастворимы в растворах кислот и в щелочах. В реакции сплавления их с дисуль-фатом калия проявляются основные свойства оксидов: А1203 + 3K2S207« 3K2S04 + A12(S04)3. При сплавлении с гидроксидами выявляются кислотные свойства оксидов: А1203 + 2КОН - 2КА102 4- Н20. Таким образом, амфотерным оксидам присущи свойства как основных, так и кислотных оксидов. Отметим, что у различных амфотерных оксидов двойственность свойств может быть выражена в различной степени. Например, оксид цинка одинаково легко растворяется и в кислотах, и в щелочах, т. е. у этого оксида основная и кислотная функции выражены примерно в одинаковой мере. Оксид железа (III) - Fe203 - обладает преимущественно основными свойствами; кислотные свойства проявляет, только взаимодействуя со щелочами при высоких температурах: Fe203 + 2NaOH « 2NaFe02 + Н20. Способы получения оксидов [Т] Получение из простых веществ: 2Са + 02 = 2СаО. \2\ Разложение сложных веществ: а) разложение оксидов 4Сг03 = 2Сг203 + 302!; б) разложение гидроксидов Са(ОН)2 = СаО + Н20; в) разложение кислот н2со3 = н2о + со2Т; г) разложение солей Взаимодействие кислот - окислителей с металлами и неметаллами: Си + 4HN03(Koim, = Cu(N03)2 + 2N02t + 2Н20, С + 2H2S04 (кояд, - С02| + 2S02t + 2Н20. Вытеснение летучего оксида менее летучим при высокой температуре: Na2CO„ + Si02 = Na2Si03 + С02 f. сплавление Вопросы и задачи для самостоятельного решения L Укажите, какие неорганические вещества называют оксидами. Что лежит в основе разделения оксидов на соле- и несолеобразующие; по каким химическим свойствам солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. 2. Определите, к какому типу относятся следующие оксиды: CaO, SiO, BaO, Si02, S03, Р4О10, FeO, СО, ZnO, Cr203, NO. 3. Укажите, какие основания соответствуют следующим оксидам: Na20, CaO, А1203, CuO, FeO, Fe203. 4. Укажите, ангидридами каких кислот являются следующие оксиды: С02, S02, S03, N203, N205, Cr03, P4O10. 5. Укажите, какие из перечисленных ниже оксидов растворимы в воде: CaO, CuO, Cr203, Si02, FeO, К20, СО, N02, Cr03, ZnO, А1203. 6. Укажите, с какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать оксид углерода (IV): S02, КОН, Н20, Са(ОН)2, СаО. 7. Напишите уравнения реакций, отражающие свойства следующих основных оксидов: FeO, Cs20, HgO, Bi203. Напишите уравнения реакций, доказывающие кислотный характер следующих оксидов: S03, Mn207, Р4О10, Cr03, Si02. 9. Покажите, каким образом можно доказать амфо-терный характер следующих оксидов: ZnO, А1203, Сг203. 10. На примере реакций получения оксида серы (IV) укажите основные способы получения оксидов. 11. Закончите уравнения следующих химических реакций, отражающие способы получения оксидов: 1) Li + 02-> 2) Si2H6 + 02 - 3) PbS + 02 4) Са3Р2 + 02 5) А1(ОН)з - 6) Pb(N03)2 U 7) HgCl2 + Ва(ОН)2 8) MgC03 + HN03 - 9) Са3(Р04)2 + Si02 - 10) С02 + С £ 11) Cu + HNO3(30o/o) £ 12) С + H2S04 (конц) 12. Определите формулу оксида, образованного элементом со степенью окисления +2, если известно, что для растворения 4,05 г его потребовалось 3,73 г соляной кислоты. Ответ: СиО. 13. При взаимодействии оксида углерода (IV) с едким натром образовалось 21 г гидрокарбоната натрия. Определите объем оксида углерода (IV) и массу гидроксида натрия, затраченные на получение соли. Ответ: 5,6 л С02; 10 г NaOH. 14. При электролизе 40 моль воды выделилось 620 г кислорода. Определите выход кислорода. Ответ: 96,9%. Определите массу кислой и средней солей, которые могут быть получены при взаимодействии 5,6 л S02 с гидроксидом калия. Чему равна масса щелочи в каждом отдельном случае? Ответ: 30 г KHS03; 39,5 г K2S03; 14 г КОН; 28 г КОН. 16. Определите простейшую формулу соединения, содержащего 68,4% хрома и 31,6% кислорода. Ответ: Сг203. 17. Определите степень окисления марганца в оксиде, если известно, что на 1 г марганца приходится 1,02 г кислорода. Ответ: +7. 18. В оксиде одновалентного элемента массовая доля кислорода 53,3 %. Назовите элемент. Ответ: литий. 19. Определите массу воды, необходимой для растворения 188 г оксида калия, если получили раствор с массовой долей КОН 5,6 %. Ответ: 3812 г. 20. При восстановлении углеродом 32 г оксида железа (III) образовалось 20,81 г железа. Определите выход железа. Ответ: 90 %.
Основной характер оксидов или гидроксидов усиливается с увеличением атомной массы и, соответственно, с увеличением ионного радиуса.
В периоде слева направо основной характер оксидов и гидроксидов постепенно ослабляется, сменяясь амфотерны-ми. К концу периода усиливаются кислотные свойства. Каждый период начинается элементом, оксид и гидроксид которого обладают ярко выраженными основными свойствами, и заканчивается элементом, оксиды и гидроксиды которого при максимальной степени окисления центрального атома - сильные кислоты.
В периоде слева направо основной характер оксидов и гидроксидов постепенно ослабляется, сменяясь амфотерными. К концу периода усиливаются кислотные свойства. Каждый период начинается элементом, оксид и гид-роксид которого обладают ярко выраженными основными свойствами, и заканчивается элементом, оксиды и гидроксиды которого при максимальной степени окисления центрального атома - сильные кислоты.
В группах сверху вниз усиливается основной характер оксидов и гидроксидов и ослабляется кислотный характер. Например, в группе IA все элементы образуют основные оксиды и гидроксиды, но наиболее резко основной характер выражен у элемента франция. В группе IVA углерод и кремний дают кислотные оксиды и гидроксиды, а остальные элементы - германий, олово и свинец - амфотерные.
В том же направлении уменьшается основной характер оксидов и гидроксидов. Восстановительные свойства актиноидов и основной характер их оксидов и гидроксидов выражены ярче, чем у соответствующих лантаноидов.
Увеличение отрицательного значения ДО в ряду реакций свидетельствует об усилении основного характера оксида щелочноземельного металла.
В каждой главной подгруппе (кроме VIII) сверху вниз усиливается основной характер оксидов и гидроксидов, кислотные же свойства ослабевают.
Проявляемая данными элементами высшая степень окисления 4 отвечает участию в образовании связей всех электронов внешнего слоя. Основной характер оксидов и гидроксидов усиливается с ростом радиусов ионов Э2; из оксидов данных элементов наиболее кислотный GeO2, а наиболее основной РЬО. Соединения ЭГ4 похожи на галогениды неметаллов, а ЭГ2, особенно РЬГ2, - соли.
Проявляемая данными элементами высшая степень окисления 4 отвечает участию в образовании связей всех 1 - и / - электронов. Основной характер оксидов и гидроксидов усиливается с ростом радиусов ионов Э2; из оксидов данных элементов наиболее кислотный GeOi, а наиболее основные свойства выражены у РЬО. Соединения ЭГ похожи на галогениды неметаллов, а ЭГг, особенно PbPj, - соли.
Поговорим о том, как определить характер оксида. Начнем с того, что все вещества принято подразделять на две группы: простые и сложные. Простые вещества подразделяют на металлы и неметаллы. Сложные соединения делят на четыре класса: основания, оксиды, соли, кислоты.
Определение
Так как характер оксидов зависит от их состава, для начала дадим определение данному классу неорганических веществ. Оксиды представляют собой сложные вещества, которые состоят из двух элементов. Особенность их в том, что кислород всегда располагается в формуле вторым (последним) элементом.
Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простых веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется оксид магния, проявляющий основные свойства.
Номенклатура
Характер оксидов зависит от их состава. Существуют определенные правила, по которым называют такие вещества.
Если оксид образован металлами главных подгрупп, валентность не указывается. Например, оксид кальция СаО. Если же в соединении первым располагается металл подобной подгруппы, который обладает переменной валентностью, то она обязательно указывается римской цифрой. Ставится после названия соединения в круглых скобках. Например, существуют оксиды железа (2) и (3). Составляя формулы оксидов, нужно помнить о том, что сумма степеней окисления в нем должна быть равна нулю.
Видео по теме
Классификация
Рассмотрим, как характер оксидов зависит от степени окисления. Металлы, имеющие степень окисления +1 и +2, образуют с кислородом основные оксиды. Специфичной особенностью таких соединений является основный характер оксидов. Такие соединения вступают в химическое взаимодействие с солеобразующими оксидами неметаллов, образуя с ними соли. Кроме того, основные оксиды реагируют с кислотами. Продукт взаимодействия зависит от того, в каком количестве были взяты исходные вещества.
Неметаллы, а также металлы со степенями окисления от +4 до +7, образуют с кислородом кислотные оксиды. Характер оксидов предполагает взаимодействие с основаниями (щелочами). Результат взаимодействия зависит от того, в каком количестве была взята исходная щелочь. При ее недостатке в качестве продукта взаимодействия образуется кислая соль. Например, в реакции оксида углерода (4) с гидроксидом натрия образуется гидрокарбонат натрия (кислая соль).
В случае взаимодействия кислотного оксида с избыточным количеством щелочи продуктом реакции будет средняя соль (карбонат натрия). Характер кислотных оксидов зависит от степени окисления.
Они подразделяются на солеобразующие оксиды (в которых степень окисления элемента равна номеру группы), а также на безразличные оксиды, не способные образовывать соли.
Амфотерные оксиды
Есть и амфотерный характер свойств оксидов. Суть его заключается во взаимодействии этих соединений и с кислотами, и со щелочами. Какие оксиды проявляют двойственные (амфотерные) свойства? К ним относят бинарные соединения металлов со степенью окисления +3, а также оксиды бериллия, цинка.
Способы получения
Существуют различные способы получения оксидов. Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простым веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется оксид магния, проявляющий основные свойства.
Кроме того, получить оксиды можно и при взаимодействии сложных веществ с молекулярных кислородом. Например, при горении пирита (сульфида железа 2) можно получить сразу два оксида: серы и железа.
Еще одним вариантом получения оксидов считается реакция разложения солей кислородсодержащих кислот. Например, при разложении карбоната кальция можно получить углекислый газ и оксид кальция (негашеную известь).
Основные и амфотерные оксиды образуются и при разложении нерастворимых оснований. Например, при прокаливании гидроксида железа (3) образуется оксид железа (3), а также водяной пар.
Заключение
Оксиды являются классом неорганических веществ, имеющем широкое промышленное применение. Они используются в строительной сфере, фармацевтической промышленности, медицине.
Кроме того, амфотерные оксиды часто используют в органическом синтезе в качестве катализаторов (ускорителей химических процессов).
Химические соединения, состоящие из кислорода и любого другого элемента периодической системы, называют оксидами. В зависимости от свойств, их классифицируют на основные, амфотерные и кислотные. Характер оксидов можно определить теоретически и практическим путем.
Вам понадобится
- - периодическая система;
- - лабораторная посуда;
- - химические реактивы.
Инструкция
- Вам необходимо хорошо представлять, как изменяются свойства химических элементов в зависимости от их местоположения в таблице Д.И. Менделеева. Поэтому повторите периодический закон, электронное строение атомов (от него зависит степень окисления элементов) и прочее.
- Не прибегая к практическим действиям, вы сможете установить характер оксида, используя только периодическую систему. Ведь известно, что в периодах, в направлении слева направо щелочные свойства оксидов сменяются на амфотерные, а затем - на кислотные. Например, в III периоде оксид натрия (Na2O) проявляет основные свойства, соединение алюминия с кислородом (Al2O3) имеет амфотерный характер, а окисл хлора (ClO2) – кислотный.
- Имейте в виду, в главных подгруппах щелочные свойства оксидов усиливаются сверху вниз, а кислотность наоборот ослабевает. Так, в I группе у оксида цезия (CsO) основность сильнее, чем у оксида лития (LiO). В V группе оксид азота (III) - кислотный, а оксид висмута (Bi2O5) уже основный.
- Другой способ определения характера оксидов. Допустим, дана задача опытным путем доказать основные, амфотерные и кислотные свойства оксида кальция (CaO), оксида 5-валентного фосфора (P2O5(V)) и оксида цинка (ZnO).
- Сначала возьмите две чистые пробирки. Из склянок, с помощью химического шпателя, насыпьте в одну немного CaO, а в другую P2O5. Затем налейте в оба реактива по 5-10 мл дистиллированной воды. Стеклянной палочкой мешайте до полного растворения порошка. Опустите кусочки лакмусовой бумаги в обе пробирки. Там, где находится оксид кальция – индикатор станет синего цвета, что является доказательством основного характера исследуемого соединения. В пробирке с оксидом фосфора (V) бумага окрасится в красный цвет, следовательно, P2O5 – кислотный оксид.
- Так как оксид цинка не растворим в воде, для доказательства его амфотерности проведите реакции с кислотой и гидроксидом. В том и другом случае кристаллы ZnO вступят в химическую реакцию. Например:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4→ Zn3(PO4)2↓ + 3H2O