Химия 9 класс 9-Х-2

1.4. Оксиды


Оксидами

называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород со степенью окисления `– 2`.

Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, что учитывается по международной номенклатуре  с указанием степени окисления элемента римскими цифрами, например, `"SO"_3` – оксид серы (VI),  `"SO"_2` – оксид серы (IV).

Можно представить следующую схему:

Название оксида  `=` «Оксид» `+` название элемента в род. падеже `+` (валентность римскими цифрами).

По своим химическим свойствам все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды принято делить на три основные группы: основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды образованы металлами со степенью окисления `+1` и `+2` (`"Na"_2"O"`, `"CaO"`, `"CuO"`, `"FeO"`  и т. д.). Исключение из II группы составляют `bb("BeO",  "ZnO",  "PbO")`, которые относятся к группе амфотерных оксидов.

Амфотерные оксиды образуют металлы со степенью окисления `+3`, `+4`. К ним относятся `"Al"_2"O"_3`, `"Cr"_2"O"_3`, `"TiO"_2`, `"Fe"_2"O"_3`, `"MnO"_2` `"PbO"_2`, а также оксиды металлов со степень окисления `+2:` `"BeO"`, `"ZnO"`, `"PbO"`.

Группа кислотных оксидов может быть образована как металлами со степенью окисления `+5` и выше, например, `"CrO"_3`, `"Mn"_2"O"_7`, `"V"_2"O"_5`, так и неметаллами (`"CO"_2`, `"SO"_3`, `"SO"_2`, `"N"_2"O"_3`, `"NO"_2`, `"N"_2"O"_5`, `"Cl"_2"O"_7` и т. д.).

Несолебразующими (индифферентными, безразличными) оксидами являются `bb("CO",  "SiO",  "N"_2"O", "NO")`.

Получение основных оксидов

1.  Окисление металлов:

     `2"Mg"+"O"_2  → 2"MgO"`;

     `"S"+"O"_2 → "SO"_2`.

Этот метод практически не применим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают  пероксиды, поэтому оксиды  натрия и калия крайне труднодоступны.

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 не применим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3. Окисление (горение) сложных веществ:

           `2"CO"+"O"_2 ->2"CO"_2`

            `2"H"_2"S"+3"O"_2 -> 2"SO"_2+2"H"_2"O"`.

4. Превращения сложных веществ:

а) разложение нерастворимых гидроксидов:  

CuOH2t°CCuO+H2O\mathrm{Cu}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\mathrm{CuO}+{\mathrm H}_2\mathrm O.

Этим методом нельзя получить гидроксиды щелочных металлов.

б) разложение солей кислородсодержащих  кислот:

BaCO3t°CBaO+CO2{\mathrm{BaCO}}_3\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\mathrm{BaO}+{\mathrm{CO}}_2\uparrow.

Карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, исключение составляет карбонат лития :

Li2CO3t°CLi2O+CO2{\mathrm{Li}}_2{\mathrm{CO}}_3\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}{\mathrm{Li}}_2\mathrm O+{\mathrm{CO}}_2\uparrow.

Разложение гидрокарбонатов металлов:

2NaHCO3t°CNa2CO3 + CO2 + H2O2{\mathrm{NaHCO}}_3\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}{\mathrm{Na}}_2{\mathrm{CO}}_3\;+\;{\mathrm{CO}}_2\uparrow\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O.

Разложение нитратов металлов определяется положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов:

2KNO3 t°C2KNO2 + O22{\mathrm{KNO}}_3\;\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}2{\mathrm{KNO}}_2\;+\;{\mathrm O}_2\uparrow

(если металл в ряду напряжения стоит левее магния),

2Pb(NO3)2 t°C  2PbO + 4NO2+ O22\mathrm{Pb}({\mathrm{NO}}_3)_2\;\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\;\;2\mathrm{PbO}\;+\;4{\mathrm{NO}}_2\uparrow+\;{\mathrm O}_2\uparrow

(если металл в ряду напряжения стоит от магния до меди включительно),

2AgNO3t°C 2Ag + 2NO2 + O22{\mathrm{AgNO}}_3\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\;2\mathrm{Ag}\;+\;2{\mathrm{NO}}_2\uparrow\;+\;{\mathrm O}_2\uparrow

(если металл в ряду напряжения стоит после меди).

NH4NO3 t°C N2O + 2H2O{\mathrm{NH}}_4{\mathrm{NO}}_3\;\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\;{\mathrm N}_2\mathrm O\uparrow\;+\;2{\mathrm H}_2\mathrm O.

Разложение основных солей:

(ZnOH)2CO3 t°C 2ZnO + CO2 + H2O(\mathrm{ZnOH})_2{\mathrm{CO}}_3\;\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\;2\mathrm{ZnO}\;+\;{\mathrm{CO}}_2\uparrow\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O.

в) разложение кислородсодержащих кислот:

                   `"H"_2"SO"_3  → "SO"_2 + "H"_2"O"`.

г) обработка солей растворами кислот:

 `"K"_2"Cr"_2"O"_7 + "H"_2"SO"_4  →2"CrO"_3+"K"_2"SO"_4+"H"_2"O"`,

                       `"Na"_2"SiO"_3+2"HCl" -> 2"NaCl"+"SiO"_2+"H"_2"O"`.

5.  Окислительно-восстановительные реакции:

                         `2"Al"+"Fe"_2"O"_3 ->2"Fe"+"Al"_2"O"_3`;

                         `"Cu"+4"HNO"_(3("конц")) -> "Cu(NO"_3)_2+2"NO"_2uarr+2"H"_2"O"`,

                          `"C"+4"HNO"_(3("конц")) -> "CO"_2+4"NO"_2uarr+2"H"_2"O"`.

Химические свойства основных оксидов

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

1. С водой способны реагировать только основные оксиды (`"Li"_2"O"`, `"Na"_2"O"`, `"K"_2"O"`, `"Rb"_2"O"`, `"Cs"_2"O"`, `"BaO"`, `"CaO"`, `"SrO"`), которым соответствуют щелочи. Оксиды остальных металлов с водой практически не реагируют.

`"CaO" + "H"_2"O"  → "Ca(OH")_2`;

MgO+H2Ot°CMgOH2\mathrm{MgO}+{\mathrm H}_2\mathrm O\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\mathrm{Mg}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2.

`"CuO"+"H"_2"O" 1->`, так как `"Cu"("OH")_2` - осадок.

2.  Взаимодействие с кислотами:

`"ZnO" + "H"_2"SO"_4 -> "Zn""SO"_4 + "H"_2"O"`.

3. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

`"BaO"+"SiO"_2 ->"BaSiO"_3`;

`"CuO"+"N"_2"O"_5 -> "Cu(NO"_3)_2`;

`"MgO"+"Al"_2"O"_3 -> "Mg(AlO"_2)_2`:

`"K"_2"O"+"ZnO" -> "K"_2"ZnO"_2`;

`"Na"_2"O"+2"Al(OH")_3 -> 2"NaAlO"_2+3"H"_2"O"`.

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

Fe2O3  + 2Alt°C Al2O3 + 2Fe{\mathrm{Fe}}_2{\mathrm O}_3\;\;+\;2\mathrm{Al}\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\;{\mathrm{Al}}_2{\mathrm O}_3\;+\;2\mathrm{Fe};

3CuO + 2NH3 t°C 3Cu +N2 +3H2O3\mathrm{CuO}\;+\;2{\mathrm{NH}}_3\;\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\;3\mathrm{Cu}\;+{\mathrm N}_2\uparrow\;+3{\mathrm H}_2\mathrm O.

5. Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы способны повышать степень окисления) могут выступать в качестве восстановителей:

`4"FeO"+"O"_2->2"Fe"_2"O"_3`.

Кислотные  оксиды  − оксиды неметаллов и оксиды переходных металлов, обычно в степенях окисления `+5, +6, +7` `("P"_2"O"_5, "CrO"_3, "Mn"_2"O"_7)`.

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот (исключение `"SiO"_2` т. к. образуется нерастворимая кремниевая кислота `"H"_2"SiO"_3 darr`):

`"P"_2"O"_5+3"H"_2"O" -> 2"H"_3"PO"_4`;

Оксиды, которым соответствуют неустойчивые кислоты, реагируют с водой обратимо и в очень малой степени.

CO2 + H2OH2CO3{\mathrm{CO}}_2\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O\rightleftarrows{\mathrm H}_2{\mathrm{CO}}_3;

SO2 + H2OH2SO3{\mathrm{SO}}_2\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O\rightleftarrows{\mathrm H}_2{\mathrm{SO}}_3.

Азот в оксидах способен проявлять  в соединениях степени окисления `+1`, `+2`, `+3`, `+4`, `+5`. Оксиды `"N"_2"O"` и `"NO"` является несолеобразующими оксидами, оксиды `"N"_2"O"_3` и `"N"_2"O"_5` являются кислотными оксидами, которым соответствуют азотистая и азотная кислота соответственно:

N2O3 + H2O  2HNO2{\mathrm N}_2{\mathrm O}_3\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O\;\rightarrow\;2{\mathrm{HNO}}_2;

N2O5 + H2O  2HNO3{\mathrm N}_2{\mathrm O}_5\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O\;\rightarrow\;2{\mathrm{HNO}}_3.

Оксид `"NO"_2` является кислотным оксидом, которому соответствуют сразу две кислоты:

2NO2 + H2O  HNO2 + HNO3 2{\mathrm{NO}}_2\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O\;\rightarrow\;{\mathrm{HNO}}_2\;+\;{\mathrm{HNO}}_3\;.

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий как ангидридов кислот – продуктов отщепления воды от соответствующих кислот. Например, `"SO"_3` – ангидрид серной кислоты, `"SO"_2` – ангидрид сернистой кислоты. Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, щелочами:

SO3 + CuO  CuSO4{\mathrm{SO}}_3\;+\;\mathrm{CuO}\;\rightarrow\;{\mathrm{CuSO}}_4;

SO3 + Na2O  Na2SO4{\mathrm{SO}}_3\;+\;{\mathrm{Na}}_2\mathrm O\;\rightarrow\;{\mathrm{Na}}_2{\mathrm{SO}}_4.

P2O5+ Al2O3 t°C 2AlPO4{\mathrm P}_2{\mathrm O}_5+\;{\mathrm{Al}}_2{\mathrm O}_3\;\xrightarrow{\mathrm t^\circ\mathrm C}\;2{\mathrm{AlPO}}_4;

3SO3 + 2Al(OH)3  Al2(SO4)3 +3H2O3{\mathrm{SO}}_3\;+\;2\mathrm{Al}(\mathrm{OH})_3\;\rightarrow\;{\mathrm{Al}}_2({\mathrm{SO}}_4)_3\;+3{\mathrm H}_2\mathrm O.

Сa(OH)2 + CO2  CaCO3  + H2O\mathrm{Сa}(\mathrm{OH})_2\;+\;{\mathrm{CO}}_2\;\rightarrow\;{\mathrm{CaCO}}_3\;\downarrow\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O;

SO3 + 2NaOH  Na2SO4 + H2O{\mathrm{SO}}_3\;+\;2\mathrm{NaOH}\;\rightarrow\;{\mathrm{Na}}_2{\mathrm{SO}}_4\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O;

SO3 + NaOH  NaHSO4{\mathrm{SO}}_3\;+\;\mathrm{NaOH}\;\rightarrow\;{\mathrm{NaHSO}}_4.

Кислотные оксиды слабых кислот взаимодействуют только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами:

Na2O+CO2Na2CO3{\mathrm{Na}}_2\mathrm O+{\mathrm{CO}}_2\rightarrow{\mathrm{Na}}_2{\mathrm{CO}}_3;

CuO + CO2 \mathrm{CuO}\;+\;{\mathrm{CO}}_2\;\cancel\rightarrow.  

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:

CO2 + C  2CO{\mathrm{CO}}_2\;+\;\mathrm C\;\rightarrow\;2\mathrm{CO}\uparrow;

SO2 + 2H2S   3S+ 2H2O{\mathrm{SO}}_2\;+\;2{\mathrm H}_2\mathrm S\;\;\rightarrow\;3\mathrm S\downarrow+\;2{\mathrm H}_2\mathrm O.

В состав амфотерного окcида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка `"ZnO"` может быть как основанием, так и кислотой (`"Zn"("OH")_2` и `"H"_2"ZnO"_2`). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства:

ZnO + CO2  ZnCO3\mathrm{ZnO}\;+\;{\mathrm{CO}}_2\;\rightarrow\;{\mathrm{ZnCO}}_3;
ZnO + Na2O  Na2ZnO2\mathrm{ZnO}\;+\;{\mathrm{Na}}_2\mathrm O\;\rightarrow\;{\mathrm{Na}}_2{\mathrm{ZnO}}_2;
ZnO + 2NaOH(расплав)  Na2ZnO2 + H2O\mathrm{ZnO}\;+\;2{\mathrm{NaOH}}_{(\mathrm{расплав})}\;\rightarrow\;{\mathrm{Na}}_2{\mathrm{ZnO}}_2\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O;
ZnO + 2NaOH + H2O  Na2[Zn (OH)4]\mathrm{ZnO}\;+\;2\mathrm{NaOH}\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O\;\rightarrow\;{\mathrm{Na}}_2\lbrack\mathrm{Zn}\;(\mathrm{OH})_4\rbrack;

ZnO + 2HCl   ZnCl2 + H2O\mathrm{ZnO}\;+\;2\mathrm{HCl}\;\;\rightarrow\;{\mathrm{ZnCl}}_2\;+\;{\mathrm H}_2\mathrm O.

Оксиды взаимодействуют с водой, если в результате реакции образуются растворимые гидроксиды (щёлочи).

Все амфотерные гидроксиды являются осадками, поэтому амфотерные оксиды в реакцию с водой не вступают.

Al2O3+  H2O {\mathrm{Al}}_2{\mathrm O}_3+\;\;{\mathrm H}_2\mathrm O\;\cancel\rightarrow.