Оксиды являются сложными веществами, состоящими из двух элементов, из которых один - кислород во второй степени окисления.
В химической литературе для номенклатуры оксидов придерживаются следующих правил:
- При написании формул кислород всегда ставят на втором месте - NO, CaO.
- Называя оксиды, сначала всегда употребляют слово оксид, после него в родительном падеже идет название второго элемента: BaO - оксид бария, K₂O - оксид калия.
- В случае, когда элемент образовывает несколько оксидов, после его названия указывают в скобках этого элемента, например N₂O₅ - (V), Fe₂O₃ - оксид железа (II), Fe₂O₃ - оксид железа (III).
- Называя самые распространенные оксиды, обязательно необходимо соотношения атомов в молекуле обозначать соответствующими греческими числительными: N₂O - оксид диазота, NO₂ - диоксид азота, N₂O₅ - пентаоксид диазота, NO - монооксид азота.
- Ангидриды желательно называть точно так же как оксиды (например, N₂O₅ - (V)).
Оксиды можно получить несколькими различными способами:
- Взаимодействием с кислородом простых веществ. Простые вещества окисляются при нагревании часто с выделением теплоты и света. Данный процесс называется горением
C + O₂ = CO₂ - Благодаря окислению получаются оксиды элементов, которые включены в состав исходного вещества:
2H₂S + 3O₂ = 2 H₂O + 2 SO₂ - Разложением нитратов, гидроксидов, карбонатов:
2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂
CaCO₃ = CaO + CO₂
Cu(OH)₂ = CuO + H₂O - В результате окисления металлов оксидами иных элементов. Подобные реакции стали основой металлотермии - восстановления металлов из их оксидов с помощью более активных металлов:
2Al + Cr₂O₃ = 2Cr ±Al₂O₃ - Путем разложения либо доокислением низших:
4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O₃
4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃
4CO + O₂ = 2CO₂
Классификация оксидов на основе их химических свойств подразумевает их деление на солеобразующие и несолеобразующие оксиды (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делят на кислотные, основные и амфотерные.
Основным оксидам соответствуют основания. Например, Na₂O, CaO, MgO - основные оксиды, так как им соответствуют основания - NaOH, Ca(OH)₂, Mg(OH)₂. Некоторые оксиды (K₂O и CaO) легко вступают в реакцию с водой и образуют соответствующие основания:
CaO + H₂O = Ca(OH)₂
K₂O + H₂O = 2KOH
Оксиды Fe₂O₃, CuO, Ag₂O с водой в реакцию не вступают, но нейтрализуют кислоты, благодаря чему считаются основными:
Fe₂O₃, + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂OCuO + H₂SO₄ + H₂O
Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O
Типичные химические свойства оксидов такого вида - их реакция с кислотами, в результате которой, как правило, образуются вода и соль:
FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O
Основные оксиды вступают в реакцию также с кислотными оксидами:
CaO + CO₂ = CaCO₃.
Кислотным оксидам соответствуют кислоты, К примеру, оксиду N₂O₃ соответствует HNO₂, Cl₂O₇ - HClO₄, SO₃ - серная кислота H₂SO₄.
Основными химическим свойством таких оксидов является их реакция с основаниями, образуется соль и вода:
2NaOH + CO₂ = NaCO₃ + H₂O
Большинство кислотных оксидов вступают в реакцию с водой, образуя соответствующие кислоты. В то же время оксид SiO₂ практически нерастворим в воде, однако он нейтрализует основания, следовательно, является кислотным оксидом:
2NaOH + SiO₂ = (сплавление) Na₂siO₃ + H₂O
Амфотерные оксиды - это оксиды, которые в зависимости от условий демонстрируют кислотные и основные свойства, т.е. при взаимодействии с кислотами ведут себя как основные оксиды, а при взаимодействии с основаниями - как кислотные.
Не все амфотерные оксиды в одинаковой степени взаимодействуют с основаниями и кислотами. У одних более выражены основные свойства, у других - кислотные.
Если оксид цинка или хрома в одинаковой степени реагирует с кислотами и основаниями, то у оксида Fe₂O₃ преобладают основные свойства.
Свойства амфотерных оксидов показаны на примере ZnO:
ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O
ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O
Несолеобразующие оксиды не образуют ни кислот, ни оснований (например, N₂O, NO).
Кроме того, они не дают реакций, характерных для солеобразующих оксидов. Несолеобразующие оксиды могут вступать в реакцию с кислотами или щелочами, но при этом не образуются продукты, характерные для солеобразующих оксидов, например при 150⁰С и 1,5 МПа СО реагирует с гидроксидом натрия с образованием соли - формиата натрия:
СО + NaOH = HCOONa
Несолеобразующие оксиды распространеніы не так широко как остальные виды оксидов и образуются, в основном, при участии двухвалентных неметаллов.
Современная энциклопедия
Оксиды - ОКСИДЫ, соединения химических элементов (кроме фтора) с кислородом. При взаимодействии с водой образуют основания (основные оксиды) или кислоты (кислые оксиды), многие оксиды амфотерны. Большинство оксидов при обычных условиях твёрдые вещества,… … Иллюстрированный энциклопедический словарь
Оксид (окисел, окись) бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй… … Википедия
Оксиды металлов - это соединения металлов с кислородом. Многие из них могут соединяться с одной или несколькими молекулами воды с образованием гидроксидов. Большинство оксидов являются основными, так как их гидроксиды ведут себя как основания. Однако некоторые… … Официальная терминология
оксиды - Соединение химического элемента с кислородом. По химическим свойствам все оксиды делятся на солеобразующие (наприме, Na2О, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) и несолеобразующие (например, СО, N2O, NO, H2O). Солеобразующие оксиды подразделяют на… … Справочник технического переводчика
ОКСИДЫ - хим. соединения элементов с кислородом (устаревшее название окислы); один из важнейших классов хим. веществ. О. образуются чаще всего при непосредственном окислении простых и сложных веществ. Напр. при окислении углеводородов образуются О.… … Большая политехническая энциклопедия
Основные факты
Основные факты - Нефть - это горючая жидкость, представляющая собой сложную смесь из углеводородов. Различные типы нефти существенно различаются по химическим и физическим свойствам: в природе она представлена и в виде черного битумного асфальта, и в форме… … Нефтегазовая микроэнциклопедия
Основные факты - Нефть - это горючая жидкость, представляющая собой сложную смесь из углеводородов. Различные типы нефти существенно различаются по химическим и физическим свойствам: в природе она представлена и в виде черного битумного асфальта, и в форме… … Нефтегазовая микроэнциклопедия
Оксиды - соединение химического элемента с кислородом. По химическим свойствам все оксиды делятся на солеобразующие (например, Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) и несолеобразующие (например, СО, N2O, NO, H2O). Солеобразующие оксиды… … Энциклопедический словарь по металлургии
Книги
- , Гусев Александр Иванович. Нестехиометрия, обусловленная наличием структурных вакансий, широко распространена в твердофазных…
- Нестехиометрия, беспорядок, ближний и дальний порядок в твердом теле , Гусев А.И.. Нестехиометрия, обусловленная наличием структурных вакансий, широко распространена в твердофазных…
Основные Амфотерные Кислотные
Несолеобразующие оксиды – это оксиды, которые не взаимодействуют ни с основаниями, ни с кислотами и поэтому не образуют солей. К ним относятся: N 2 O, NO, SiO, CO (CO с расплавами щелочей образует соли муравьиной кислоты – формиаты). Такие оксиды не имеют гидратов (водных соединений).
Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые при взаимодействии с кислотами или основаниями (или с теми и другими) образуют соли. Таким оксидам в качестве гидратов соответствуют основания, кислоты или амфотерные гидроксиды.
ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ
Основные оксиды – это оксиды, которым в качестве гидратов (водных соединений) соответствуют основания, а при взаимодействии с кислотами они образуют соли. К ним относятся только оксиды металлов: Li 2 O, Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O, Fr 2 O, MgO, CaO, SrO, BaO, RaO, Cu 2 O, Ag 2 O, In 2 O, PoO, Sc 2 O 3 , La 2 O 3 , TiO, HfO, CrO, MnO, FeO, CoO, NiO и др.
Физические свойства. Основные оксиды при обычных условияхтвердые кристаллические вещества преимущественно с ионной кристаллической решеткой. Имеют разную окраску. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов растворимы в воде.
Химические свойства.
1. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей:
Na 2 O + H 2 O = 2NaOH;
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 .
2. Взаимодействуют с кислотами с образованием соли и воды:
FeO + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2 O;
3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O.
3. Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль:
MgO + SO 2 = MgSO 3 ;
Sc 2 O 3 + 3CO 2 = Sc 2 (CO 3) 3 .
4. Взаимодейстуют с амфотерными оксидами, образуя соль:
ZnO + Na 2 O = Na 2 ZnO 2 (в расплаве);
ZnO + CaO = CaZnO 2 (в расплаве).
КИСЛОТНЫЕ ОКСИДЫ
Кислотные оксиды – это оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют кислоты, а при взаимодействии с основаниями они образуют соли. Кислотные оксиды делят на оксиды неметаллов и оксиды металлов.
Кислотные оксиды неметаллов и соответствующие им кислоты:
B 2 O 3 → H 3 BO 3 → НВО 3
ортоборная метаборная
SiO 2 → H 4 SiO 4 → H 2 SiO 3
ортокремниевая метакремниевая
CO 2 → H 2 CO 3
угольная
As 2 О 5 → H 3 AsO 4 → HAsO 3
ортомышьяковая метамышьяковая
P 2 O 3 → H 3 PO 3 → НPO 2
ортофосфористая метафосфористая
P 2 O 5 → H 3 PO 4 → HPO 3
ортофосфорная метафосфорная
2H 3 PO 4 → H 4 P 2 О 7
дифосфорная (двуфосфорная, пирофосфорная)
N 2 O 3 → HNO 2
азотистая
N 2 O 5 → HNO 3
NO 2 азотная (NO 2 – смешанный оксид, ангидрид двух кислот)
азотистая
TeО 2 → H 2 TeO 3
теллуристая
TeO 3 → H 6 TeO 6 → H 2 TeO 4
ортотеллуровая метателлуровая
SeO 2 → H 2 SeO 3
селенистая
SeO 3 → H 2 SеО 4
селеновая
SO 2 → H 2 SO 3
сернистая
SO 3 → H 2 SO 4
Cl 2 O → HСlO
хлорноватистая
Cl 2 O 3 → HClO 2
хлористая
Cl 2 O 5 → HClO 3
хлорноватая
Cl 2 O 7 → HClO 4
Для всех галогенов (кроме фтора) формы оксидов и кислот аналогичны таковым хлора. Фтор более электроотрицателен, чем кислород, поэтому образует с кислородом фториды O 2 F 2 , OF 2 , в которых атомы кислорода поляризуются положительно.
Кислотные оксиды металлов и соответствующие им кислоты :
Au 2 O 3 → H 3 AuO 3 → HAuO 2
ортозолотая метазолотая
V 2 O 5 → H 3 VO 4 → HVO 3
ортованадиевая метаванадиевая
CrO 3 → H 2 CrO 4
хромовая
2H 2 CrO 4 → H 2 Cr 2 O 7
дихромовая
MnO 3 → H 2 MnO 4
марганцевая
Mn 2 O 7 → НMnO 4
марганцовая
Физические свойства.
При обычных условиях кислотные оксиды обладают разнообразными свойствами: они могут быть газами (CO 2 , SO 2 , Cl 2 O), кристаллическими веществами с атомной кристаллической решеткой (SiO 2, CrO 3) или с молекулярной кристаллической решеткой
(P 2 O 3 , P 2 O 5). Имеют разную окраску, температуры плавления и кипения изменяются в широком диапазоне. Большинство кислотных оксидов хорошо растворимы в воде. Труднорастворимым является оксид кремния (IV) SiO 2 , который является составной частью кварцевого песка.
Химические свойства.
1. Взаимодействуют с водой образуя соответствующие кислоты:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 ;
P 2 O 5 + H 2 O = 2HPO 3 ;
P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4 ;
2H 3 PO 4 = H 4 P 2 О 7 + H 2 O.
2. Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду:
SiO 2 + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + H 2 O;
P 2 O 5 + 3Ca(OH) 2 = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O.
3. Взаимодействуют с основными оксидами, образуя соль:
CrO 3 + CaO = CaCrO 4 ;
CO 2 + Na 2 O = Na 2 CO 3 .
4. Взаимодействуют с амфотерными оксидами, образуя соль:
CO 2 + ZnO = ZnCO 3 ;
3SO 3 + Al 2 O 3 = Al 2 (SO 4) 3 .
5. Взаимодействуют с солями, если в результате реакции выделяется газообразный оксид:
SiO 2 + Na 2 CO 3 = Na 2 SiO 3 + CO 2 ;
SO 3 + Na 2 SO 3 = Na 2 SO 4 + SO 2 .
АМФОТЕРНЫЕ ОКСИДЫ
Амфотерные оксиды – это оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют амфотерные гидроксиды. Они образуют соли при взаимодействии и с кислотами, и с основаниями. К ним относятся:
ВеО, Аl 2 O 3 , GeO, GeO 2 , SnO, SnO 2 , PbO, PbO 2 , Sb 2 O 3 , Sb 2 O 5 , Bi 2 O 3 , Bi 2 O 5 , ZnO, V 2 O 3 , Cr 2 O 3 , MnO 2 , Fe 2 O 3 и др.
Физические свойства . Все амфотерные оксиды при обычных условиях твердые вещества, имеют разную окраску, нерастворимы в воде.
Химические свойства. Амфотерность доказывается взаимодействием с кислотами и кислотными оксидами (основные свойства), с основаниями и основными оксидами (кислотные свойства).
1. Взаимодействуют с кислотами, проявляя основные свойства:
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
сульфат алюминия или
тетраоксосульфат (VI) алюминия.
2. Взаимодействуют с кислотными оксидами, проявляя основные свойства:
Al 2 O 3 + 3CO 2 = Al 2 (CO 3) 3
карбонат алюминия или
триоксокарбонат (IV) алюминия.
3. Взаимодействуют с расплавами и растворами щелочей, проявляя кислотные свойства:
Al 2 O 3 + 6NaOH = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (в расплаве)
ортоалюминат натрия или
триоксоалюминат натрия;
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (в расплаве)
метаалюминат натрия или
диоксоалюминат натрия;
Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3 (в растворе)
гексагидроксоалюминат натрия;
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (в растворе)
тетрагидроксоалюминат натрия.
4. Взаимодействуют с основными оксидами, проявляя кислотные свойства:
Al 2 O 3 + 3СаO = Са 3 (AlO 3) 2
ортоалюминат кальция или триоксоалюминат кальция;
Al 2 O 3 + СаО =Са(AlO 2) 2
метаалюминат кальция или
диоксоалюминат кальция.
ПОЛУЧЕНИЕ ОКСИДОВ
1. Взаимодействие простых веществ металлов и неметаллов с кислородом:
2Mg + O 2 = 2MgO;
S + O 2 = SO 2 .
2. Разложение некоторых кислородсодержащих кислот (оксикислот):
2H 3 BO 3 = B 2 O 3 + 3H 2 O;
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O.
3. Разложение нерастворимых оснований.
Оксиды - это бинарные соединения элемента с кислородом, находящимся в степени окисления (-2). Оксиды являются характеристическими соединениями для химических элементов . Неслучайно Д.И. Менделеев при составлении периодической таблицы ориентировался на стехиометрию высшего оксида и объединял в одну группу элементы с одинаковой формулой высшего оксида. Высший оксид - это оксид, в котором элемент присоединил максимально возможное для него количество кислородных атомов. В высшем оксиде элемент находится в своей максимальной (высшей) степени окисления. Так, высшие оксиды элементов VI группы, как неметаллов S, Se, Te, так и металлов Cr, Mo, W, описываются одинаковой формулой ЭО 3 . Все элементы группы проявляют наибольшее сходство именно в высшей степени окисления. Так, например, все высшие оксиды элементов VI группы - кислотные.
Оксиды - это самые распространенные соединения в металлургических технологиях .
Многие металлы находятся в земной коре в виде оксидов . Из природных оксидов получают такие важные металлы, как Fe, Mn, Sn, Cr.
В таблице приведены примеры природных оксидов, используемых для получения металлов.
| Ме | Оксид | Минерал |
| Fe | Fe 2 O 3 и Fe 3 O 4 | Гематит и магнетит |
| Mn | MnO 2 | пиролюзит |
| Cr | FeO . Cr 2 O 3 | хромит |
| Ti | TiO 2 и FeO . TiO 2 | Рутил и ильменит |
| Sn | SnO 2 | Касситерит |
2ZnS + 3O 2 = 2 ZnO + 2SO 2
Природные гидроксиды и карбонаты подвергают термическому разложению, приводящему к образованию оксида.
2MeOOH = Me 2 O 3 + H 2 O
MeCO 3 = MeO + CO 2
Кроме того, поскольку металлы, находясь в окружающей среде, окисляются кислородом воздуха, а при высоких температурах, характерных для многих металлургических производств, окисление металлов усиливается, необходимы знания о свойствах получаемых оксидов.
Приведенные выше причины объясняют, почему при обсуждении химии металлов оксидам уделяется особое внимание.
Среди химических элементов металлов - 85, и многие металлы имеют не по одному оксиду, поэтому класс оксидов включает огромное количество соединений, и эта многочисленность делает обзор их свойств непростой задачей. Тем не менее, постарается выявить:
- общие свойства, присущие всем оксидам металлов,
- закономерности в изменениях их свойств,
- выявим химические свойства оксидов, наиболее широко используемых в металлургии,
- приведем некоторые из важных физических характеристик оксидов металлов.
Оксиды металлов различаются стехиометрическим соотношением атомов металла и кислорода . Эти стехиометрические соотношения определяют степень окисления металла в оксиде.
В таблице приведены стехиометрические формулы оксидов металлов в зависимости от степени окисления металла и указано, какие именно металлы способны образовывать оксиды данного стехиометрического типа.
Помимо таких оксидов, которые в общем случае могут быть описаны формулой МеО Х/2 , где Х - это степень окисления металла, существуют также оксиды, содержащие металл в разных степенях окисления, например, Fe 3 O 4 , а также, так называемые, смешанные оксиды, например, FeO . Cr 2 O 3 .
Не все оксиды металлов имеют постоянный состав, известны оксиды переменного состава, например, TiOx, где x = 0,88 - 1,20; FeOx, где x = 1,04 - 1,12 и др.
Оксиды s-металлов имеют только по одному оксиду. Металлы p- и d- блоков, как правило, имеют несколько оксидов, исключение Al, Ga, In и d-элементы 3 и 12 групп.
Оксиды типа MeO и Ме 2 О 3 образуют почти все d-металлы 4 периода . Для большинства d-металлов 5 и 6 периодов характерны оксиды, в которых металл, находится в высоких степенях окисления ³ 4 . Оксиды типа МеО, образуют только Cd, Hg и Pd; типа Me 2 O 3 , помимо Y и La, образуют Au, Rh; серебро и золото образуют оксиды типа Ме 2 O.
Стехиометрические типы оксидов металлов
| Степень окисления | Тип оксида | Металлы, образующие оксид |
| +1 | Me 2 O | Металлы 1 и 11 групп |
| +2 | MeO | Все d -металлы 4 периода (кроме Sc), все металлы 2 и 12 групп , а также Sn, Pb; Cd, Hg и Pd |
| +3 | Me 2 O 3 | Почти все d -металлы 4 периода (кроме Cu и Zn), все металлы 3 и 13 групп , Au, Rh |
| +4 | MeO 2 | Металлы 4 и 14 групп и многие другие d-металлы: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, Pt |
| +5 | Me 2 O 5 | Металлы 5 и 1 5 групп |
| +6 | MeO 3 | Металлы 6 группы |
| +7 | Me 2 O 7 | Металлы 7 группы |
| +8 | MeO 4 | Os и Ru |
Структура оксидов
Подавляющее большинство оксидов металлов при обычных условиях - это твердые кристаллические вещества. Исключение - кислотный оксид Mn 2 O 7 (это жидкость темно-зеленого цвета). Лишь очень немногие кристаллы кислотных оксидов металлов имеют молекулярную структуру, это кислотные оксиды с металлом в очень высокой степени окисления: RuO 4 , OsO4, Mn 2 O 7 , Tc 2 O 7 , Re 2 O 7 .
В самом общем виде структуру многих кристаллических оксидов металлов можно представить как регулярное трехмерное расположение кислородных атомов в пространстве, в пустотах между кислородными атомами находятся атомы металлов. Поскольку кислород - это очень электроотрицательный элемент, он перетягивает часть валентных электронов от атома металла, преобразуя его в катион, а сам кислород переходит в анионную форму и увеличивается в размерах за счет присоединения чужих электронов. Крупные кислородные анионы образуют кристаллическую решетку, а в пустотах между ними размещаются катионы металлов. Только в оксидах металлов, находящихся в небольшой степени окисления и отличающихся небольшим значение электроотрицательности, связь в оксидах можно рассматривать как ионную. Практически ионными являются оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. В большинстве оксидов металлов химическая связь оказывается промежуточной между ионной и ковалентной . С повышением степени окисления металла вклад ковалентной составляющей возрастает.
Кристаллические структуры оксидов металлов
Координационные числа металлов в оксидах
Металл в оксидах характеризуется не только степенью окисления, но и координационным числом , указывающим, какое количество кислородных атомов он координирует .
Очень распространенным в оксидах металлов является координационное число 6, в этом случае катион металла находится в центре октаэдра, образованного шестью кислородными атомами. Октаэдры так упаковываются в кристаллическую решетку, чтобы выдерживалось стехиометрическое соотношение атомов металла и кислорода. Так в кристаллической решетке оксида кальция, координационное число кальция равно 6. Кислородные октаэдры с катионом Ca 2+ в центре так объединяются между собой, что каждый кислород оказывается в окружении шести атомов кальция, т.е. кислород принадлежит одновременно 6 атомам кальция. Говорят, что такой кристалл имеет координацию (6, 6). Первым указывается координационное число катиона, а вторым аниона. Таким образом формулу оксида СаО следовало бы записать
СаО 6/6 ≡ СаО.
В оксиде TiO 2 металл также находится в октаэдрическом окружении кислородных атомов, часть кислородных атомов соединяется противоположными ребрами, а часть вершинами. В кристалле рутила TiO 2 координация (6, 3) означает, что кислород принадлежит трем атомам титана. Атомы титана образуют в кристаллической решетке рутила прямоугольный параллепипед.
Кристаллические структуры оксидов достаточно разнообразны. Металлы могут находиться не только в октаэдрическом окружении из кислородных атомов, но и в тетраэдрическом окружении, например в оксиде BeO ≡ BeO 4|4 . В оксиде PbO, также имеющем координацию кристалла (4,4), свинец оказывается в вершине тетрагональной призмы, в основании которой находятся атомы кислорода.
Атомы металла могут находиться в разном окружении кислородных атомов, например в октаэдрических и в тетраэдрических пустотах, и металл при этом оказывается в разных степенях окисления , как например, в магнетите Fe 3 O 4 ≡ FeO . Fe 2 O 3 .
Дефекты в кристаллических решетках объясняют непостоянство состава некоторых оксидов.
Представление о пространственных структурах позволяет понять причины образования смешанных оксидов. В пустотах между кислородными атомами могут находиться атомы не одного металла, а двух разных
, как например,
в хромите FeO .
Cr 2 O 3 .
Структура рутила
Некоторые физические свойства оксидов металлов
Подавляющее большинство оксидов при обычной температуре это твердые вещества. Они имеют меньшую плотность, чем металлы.
Многие оксиды металлов являются тугоплавкими веществами . Это позволяет использовать тугоплавкие оксиды как огнеупорные материалы для металлургических печей.
Оксид CaO получают в промышленном масштабе в объеме 109 млн т/год. Его используют для футеровки печей. В качестве огнеупоров используют также оксиды BeO и MgO. Оксид MgO один из немногих огнеупоров очень устойчивых к действию расплавленных щелочей.
Иногда тугоплавкость оксидов создает проблемы при получении металлов электролизом из их расплавов. Так оксид Al 2 O 3 , имеющий температуру плавления около 2000 о С, приходится смешивать с криолитом Na 3 , чтобы снизить температуру плавления до ~ 1000 о С, и через этот расплав пропускать электрический ток.
Тугоплавкими являются оксиды d-металлов 5 и 6 периодов Y 2 O 3 (2430), La 2 O 3 (2280), ZrO 2 (2700), HfO 2 (2080), Ta 2 O 5 (1870), Nb 2 O 5 (1490), а также многие оксиды d-металлов 4 периода (см. табл.). Высокие температуры плавления имеют все оксиды s-металлов 2 группы, а также Al 2 O 3 , Ga 2 O 3 , SnО,SnO 2 , PbO (см. табл.).
Низкие температуры плавления (о С) обычно имеют кислотные оксиды: RuO 4 (25), OsO 4 (41); Te 2 O 7 (120), Re 2 O 7 (302), ReO 3 (160), CrO 3 (197). Но некоторые кислотные оксиды имеют достаточно высокие температуры плавления (о С): MoO 3 (801) WO 3 (1473), V 2 O 5 (680).
Некоторые из основных оксидов d-элементов, завершающих ряды, оказываются непрочными, плавятся при низкой температуре или при нагревании разлагаются. Разлагаются при нагревании HgO (400 o C), Au 2 O 3 (155), Au 2 O, Ag 2 O (200), PtO 2 (400).
При нагревании выше 400 о С разлагаются и все оксиды щелочных металлов с образованием металла и пероксида. Оксид Li 2 O более устойчив и разлагается при температуре выше 1000 о С.
В таблице, приведенной ниже, приводятся некоторые характеристики d-металлов 4 периода, а также s- и p-металлов.
Характеристики оксидов s- и р-металлов
| Me | Оксид | Цвет | Т пл., оС | Кислотно-основной характер |
| s-металлы | ||||
| Li | Li 2 O | белый | Все оксиды разлагаются при T > 400 о С, Li 2 O при Т > 1000 o C |
Все оксиды щелочных металлов основные, растворяются в воде |
| Na | Na 2 O | белый | ||
| K | K 2 O | желтый | ||
| Rb | Rb 2 O | желтый | ||
| Cs | Cs 2 O | оранжевый | ||
| Be | BeO | белый | 2580 | амфотерный |
| Mg | MgO | белый | 2850 | основной |
| Ca | CaO | белый | 2614 | Основные, ограниченно растворяются в воде |
| Sr | SrO | белый | 2430 | |
| Ba | BaO | белый | 1923 | |
| p-металлы | ||||
| Al | Al 2 O 3 | белый | 2050 | амфотерный |
| Ga | Ga 2 O 3 | желтый | 1795 | амфотерный |
| In | In 2 O 3 | желтый | 1910 | амфотерный |
| Tl | Tl 2 O 3 | коричневый | 716 | амфотерный |
| Tl 2 O | черный | 303 | основной | |
| Sn | SnO | темно-синий | 1040 | амфотерный |
| SnO 2 | белый | 1630 | амфотерный | |
| Pb | PbO | красный | Переходит в желтый при Т > 490 о С | амфотерный |
| PbO | желтый | 1580 | амфотерный | |
| Pb 3 O 4 | красный | Разл. | ||
| PbO 2 | черный | Разл. При 300 о С | амфотерный | |
Характеристики оксидов d-металлов 4 периода
| Оксид | Цвет | r, г/см3 | Т пл., оС | - ΔGo, кДж/моль | - ΔHo, кДж/моль | Преобладающий Кислотно-основной характер |
|
| Sc | Sc 2 O 3 | белый | 3,9 | 2450 | 1637 | 1908 | основной |
| Ti | TiO | коричневый | 4,9 | 1780, p | 490 | 526 | основной |
| Ti 2 O 3 | фиолетовый | 4,6 | 1830 | 1434 | 1518 | основной | |
| TiO 2 | белый | 4,2 | 1870 | 945 | 944 | амфотерный | |
| V | VO | серый | 5,8 | 1830 | 389 | 432 | основной |
| V 2 O 3 | черный | 4,9 | 1970 | 1161 | 1219 | основной | |
| VO 2 | синий | 4,3 | 1545 | 1429 | 713 | амфотерный | |
| V 2 O 5 | оранжевый | 3,4 | 680 | 1054 | 1552 | кислотный | |
| Cr | Cr 2 O 3 | зеленый | 5,2 | 2335 p | 536 | 1141 | амфотерный |
| CrO 3 | красный | 2,8 | 197 p | 513 | 590 | кислотный | |
| Mn | MnO | Серо-зеленый | 5,2 | 1842 | 385 | 385 | основной |
| Mn 2 O 3 | коричневый | 4,5 | 1000 p | 958 | 958 | основной | |
| Mn 3 O 4 | коричневый | 4,7 | 1560 p | 1388 | 1388 | ||
| MnO 2 | коричневый | 5,0 | 535 p | 521 | 521 | амфотерный | |
| Mn 2 O 7 | зеленый | 2,4 | 6, 55 p | 726 | кислотный | ||
| Fe | FeO | Черный | 5,7 | 1400 | 265 | 265 | основной |
| Fe 3 O 4 | черный | 5,2 | 1540 p | 1117 | 1117 | ||
| Fe 2 O 3 | коричневый | 5,3 | 1565 p | 822 | 822 | основной | |
| Co | CoO | Серо-зеленый | 5,7 | 1830 | 213 | 239 | основной |
| Co 3 O 4 | черный | 6,1 | 900 p | 754 | 887 | ||
| Ni | NiO | Серо-зеленый | 7,4 | 1955 | 239 | 240 | основной |
| Cu | Cu 2 O | оранжевый | 6,0 | 1242 | 151 | 173 | основной |
| CuO | черный | 6,4 | 800 p | 134 | 162 | основной | |
| Zn | ZnO | белый | 5,7 | 1975 | 348 | 351 | амфотерный |
Кислотно-основной характер оксидов зависит от степени окисления металла и от природы металла.
Чем ниже степень окисления, тем сильнее проявляются основные свойства. Если металл находится в степени окисления Х £ 4 , то его оксид имеет либо основной, либо амфотерный характер.
Чем выше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства . Если металл находится в степени окисления Х ≥ 5 , то его гидроксид имеет кислотный характер.
Кроме кислотных и основных оксидов существуют амфотерные оксиды, проявляющие одновременно и кислотные и основные свойства .
Амфотерны все оксиды p-металлов, кроме Tl 2 O .
Из s -металлов только Be имеет амфотерный оксид.
Среди d-металлов амфотерными являются оксиды ZnO, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Au 2 O 3 , и практически все оксиды металлов в степени окисления +4 за исключением основных ZrO 2 и HfO 2 .
Большинство оксидов, в том числе, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и диоксиды металлов проявляют амфотерность лишь при сплавлении со щелочами. С растворами щелочей взаимодействуют ZnO, VO 2 , Au 2 O 3 .
Для оксидов, помимо кислотно-основных взаимодействий, т. е. реакций между основными оксидами и кислотами и кислотными оксидами, а также реакций кислотных и амфотерных оксидов со щелочами, характерны также окислительно-восстановительные реакции.
Окислительно-восстановительные свойства оксидов металлов
Поскольку в любых оксидах металл находится в окисленном состоянии, все оксиды без исключения способны проявлять окислительные свойства .
Самые распространенные реакции в пирометаллургии - это окислительно-восстановительные взаимодействия между оксидами металлов и различными восстановителями, приводящие к получению металла.
Примеры
2Fe 2 O 3 + 3C = 4Fe + 3CO 2
Fe 3 O 4 + 2C = 3Fe + 2CO 2
MnO 2 +2C = Mn + 2CO
SnO 2 + C = Sn + 2CO 2
ZnO + C = Zn + CO
Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3
WO 3 + 3H 2 = W + 3H 2 O
Если металл имеет несколько степеней окисления, то при достаточном повышении температуры становится возможным разложение оксида с выделением кислорода.
4CuO = 2Cu 2 O + O 2
3PbO 2 = Pb 3 O 4 + O 2 ,
2Pb 3 O 4 = O 2 + 6PbO
Некоторые оксиды, особенно оксиды благородных металлов, при нагревании могут разлагаться с образованием металла.
2Ag 2 O = 4Ag + O 2
2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2
Сильные окислительные свойства некоторых оксидов используются на практике. Например,
Окислительные свойства оксида PbO 2 используют в свинцовых аккумуляторах, в которых за счет химической реакции между PbO 2 и металлическим свинцом получают электрический ток.
PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 = 2PbSO 4 + 2H 2 O
Окислительные свойства MnO 2 также используют для получения электрического тока в гальванических элементах (электрических батарейках).
2MnO 2 + Zn + 2NH 4 Cl = + 2MnOOH
Сильные окислительные свойства некоторых оксидов приводят к их своеобразному взаимодействию с кислотами. Так оксиды PbO 2 и MnO 2 при растворении в концентрированной соляной кислоте восстанавливаются.
MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Если металл образует несколько оксидов, то оксиды металла в более низкой степени окисления могут окисляться, т. е. проявлять восстановительные свойства.
Особенно сильные восстановительные свойства проявляют оксиды металлов в низких и неустойчивых степенях окисления, как например. TiO, VO, CrO. При растворении их в воде они окисляются, восстанавливая воду. Их реакции с водой, подобны реакциям металла с водой.
2TiO + 2H 2 O = 2TiOOH + H 2 .
В заданиях ЕГЭ есть такие вопросы, где требуется определить тип оксида. Прежде всего, следует запомнить четыре типа оксидов:
1) несолеобразующие
2) основные
3) кислотные
4) амфотерные
Основные, кислотные и амфотерные оксиды часто также объединяют в группу солеобразующих оксидов .
Не вдаваясь в теоретические подробности, изложу пошаговый алгоритм определения типа оксида.
Первое — определите: оксид металла перед вами или оксид неметалла.
Второе — установив, какой оксид металла или неметалла перед вами, определите степень окисления элемента в нем и воспользуйтесь таблицей ниже. Естественно, правила отнесения оксидов в этой таблице нужно выучить. Поначалу можно решать задания, подглядывая в нее, но ваша цель ее запомнить, так как на экзамене никаких источников информации, кроме таблицы Д.И. Менделеева, таблицы растворимости и ряда активности металлов, у вас не будет.
|
Оксид неметалла |
Оксид металла |
|
1) Степень окисления неметалла +1 или +2 Вывод: оксид несолеобразующий Исключение: Cl 2 O не относится к несолеобразующим оксидам |
1) Степень окисления металла равна +1, +2 Вывод: оксид металла основный Исключение: BeO, ZnO, SnO и PbO не относятся к основным оксидам!! |
|
2) Степень окисления больше либо равна +3 Вывод: оксид кислотный Исключение: Cl 2 O относится к кислотным оксидам, несмотря на степень окисления хлора +1 |
2) Степень окисления металла +3, +4, Вывод: оксид амфотерный. Исключение: BeO, ZnO, SnO и PbO амфотерны, несмотря на степень окисления +2 у металлов |
|
3) Степень окисления металла +5,+6,+7 Вывод: оксид кислотный. |
Примеры:
Задание: определите тип оксида MgO.
Решение: MgO является оксидом металла, при этом степень окисления металла в нем +2. Все оксиды металлов в степени окисления +1 и +2 основны, кроме оксида бериллия или цинка.
Ответ: MgO – основный оксид.
Задание: определите тип оксида Mn 2 O 7
Решение: Mn 2 O 7 – оксид металла, и степень окисления металла в этом оксиде равна +7. Оксиды металлов в высоких степенях окисления (+5,+6,+7) относятся к кислотным.
Ответ: Mn 2 O 7 – кислотный оксид
Задание: определите тип оксида Cr 2 O 3 .
Решение: Cr 2 O 3 – оксид металла, и степень окисления металла в этом оксиде равна +3. Оксиды металлов в степенях окисления +3 и +4 относятся к амфотерным.
Ответ: Cr 2 O 3 – амфотерный оксид.
Задание: определите тип оксида N 2 O.
Решение: N 2 O – оксид неметалла, и степень окисления неметалла в этом оксиде равна +1. Оксиды неметаллов в степенях окисления +1 и +2 относятся к несолеобразующим.
Ответ: N 2 O – несолеобразующий оксид.
Задание: определите тип оксида BeO.
Решение: оксид бериллия, а также оксид цинка являются исключениями. Несмотря на степень окисления металлов в них, равную +2, они амфотерны.
Ответ: BeO – амфотерный оксид.
С химическими свойствами оксидов можно ознакомиться
