Оксиды

Виды оксидов

Оксиды делятся на несколько категорий. Наиболее общим является деление на оксиды металлов, например, лития, магния, алюминия, железа и оксиды неметаллов, включая оксиды углерода, азота, серы и хлора. Другим критерием является деление по агрегатному состоянию. Твердыми телами являются почти все оксиды металлов и некоторые неметаллы (SiO₂, P₄O₁₀), жидкостями являются вода, оксид серы(VI) и оксид марганца(VII), а газообразными оксидами являются, прежде всего, оксиды неметаллов, такие как CO, CO₂, SO₂, NO и NO₂. Оксиды также можно разделить по типу связи, возникающей в них. Оксид магния MgO, оксид кальция CaO или оксид натрия Na₂O содержат ионы O^2- и ионные связи, отсюда и их название – ионные оксиды. Другую группу составляют ковалентные оксиды, например окись углерода(II) CO, окись азота(II) NO или окись серы(IV) SO₂, в которых связь между атомом кислорода и элементом принимает форму ковалентной полярной связи.

Химический характер оксидов

Наиболее интересное для химиков деление относится к химической природе оксидов. Различают четыре основные категории оксидов: кислотные, основные, нейтральные и амфотерные.

1. Кислотные оксиды, иногда также называемые кислотными ангидридами, отличающиеся тем, что, реагируя с основаниями, они образуют соль. Значительная часть кислотных оксидов при растворении в воде образует соответствующие растворы кислотных оксидов. Это происходит, в том числе, с оксидом серы(IV), который при растворении в воде образует серную(IV) кислоту, и с оксидом хрома(VI), растворяющимся в хромовую кислоту(VI):

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

CrO₃ + H₂O → H₂CrO₄

Существует небольшая группа кислотных оксидов, нерастворимых в воде. Однако они растворимы в растворах сильных оснований, к которым относятся оксид кремния(IV) SiO₂, оксид молибдена(VI) MoO₃ и оксид вольфрама(VI) WO₃. Их реакции с основаниями подтверждают кислотный характер:

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O

MoO₃ + 2KOH → K₂MoO₄ + H₂O

WO₃ + 2NaOH → Na₂WO₄ + H₂O

Как правило, кислотные оксиды представляют собой оксиды неметаллов и оксиды металлов в их максимально возможных степенях окисления. В тех случаях, когда данный элемент образует несколько оксидов в разных степенях окисления, например хром, с повышением степени окисления увеличиваются и кислотные свойства образованных им оксидов:

• оксид хрома (II) CrO имеет основной характер,
• оксид хрома (III) Cr₂O₃ обладает амфотерными свойствами,
• оксид хрома (VI) CrO₃ имеет кислотную природу.

2. Основные оксиды – это такие соединения кислорода и металлов, которые, реагируя с кислотами, образуют соль. Для некоторых из них, т.е. оксидов, образующихся с элементами первой и второй групп периодической системы химических элементов, за исключением бериллия, также характерна реакция с водой, приводящая к образованию основных гидроксидов. Это происходит, например, при взаимодействии оксидов натрия, лития и бария с водой:

Na₂O + H₂O → 2NaOH

Li₂O + H₂O → 2LiOH

BaO + H₂O → Ba(OH)₂

Существуют также основные оксиды, которые не растворяются в воде, а только в растворах кислот. К ним относятся, среди прочего, оксид марганца(II) и оксид железа(II):

MnO + H₂SO₄ → MnSO₄ + H₂O

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

3. Нейтральные оксиды – наименее реакционноспособная группа оксидов. Они не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями. Они также нерастворимы в воде. Представителями этой группы оксидов являются окись углерода(II) CO и окись азота(II) NO.
4. Амфотерные оксиды являются полной противоположностью нейтральным оксидам и одновременно являются и кислотными, и основными. Это означает, что они реагируют как с сильными основаниями, так и с кислотами. Продуктами таких реакций всегда являются соли, а тот элемент, который первоначально соединяется с кислородом, превращается в соответствующий катион или анион кислотного остатка. Единственным сходством с нейтральными оксидами является их плохая растворимость в воде. Примерами амфотерных оксидов являются оксид бериллия BeO, оксид алюминия Al₂O₃, вышеупомянутый оксид хрома(III), оксид олова(II) SnO, оксид свинца(II) PbO и оксид цинка ZnO. Реагируя с водными растворами сильных оснований, например с водным раствором гидроксида натрия, они образуют комплексные соли. В их кислотных остатках находятся атомы или ионы металла, происходящего из оксида, в комплексе с соответствующим количеством гидроксильных групп. Их количество зависит от координационного числа, характеризующего данный элемент. Например, атомы, полученные из оксидов типа MO (M – металл), т.е. таких как оксид бериллия BeO, имеют координационное число 4. Атомы производных оксидов типа M₂O₃, например Al₂O_3, могут иметь два различных координационных числа, в зависимости от условий реакции — 4 или 6. Пример реакции амфотерных оксидов:

BeO + 2HCl → BeCl₂ + H₂O

BeO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Be(OH)₄] тетрагидроксостаннат натрия

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2KOH + 3H₂O → 2K[Al(OH)₄] тетрагидроксоалюминат калия

Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O → 2Na₃[Al(OH)₆] гексагидроксоалюминат натрия

Некоторые оксиды, такие как оксид цинка и оксид марганца(IV), проявляют весьма специфические амфотерные свойства. Последний ни в нормальных, ни в стандартных условиях не реагирует ни с какими основаниями. Оба же, напротив, реагируют с ними, сплавляясь с твердыми основаниями, например:

Получение оксидов

1. Прямой синтез элементов:
   a) синтез атомов серы и кислорода с получением оксида серы(IV)
   S + O → SO₂
   b) синтез атомов магния и кислорода с получением оксида магния
   2Mg + O₂ → 2MgO
   c) синтез атомов углерода и кислорода с получением оксида углерода(IV)
   C + O₂ → CO₂
2. Термическое разложение солей, гидроксидов и оксидов:
   a) разложение карбоната кальция на оксид кальция и оксид углерода(IV)
   CaCO₃ → CaO + CO₂
   b) разложение гидроксида меди(II) на оксид меди(II) и воду
   Cu(OH)₂ → CuO + H₂O
   c) разложение оксида марганца(IV) на оксид марганца(III) и кислород
   4MnO₂ → 2Mn₂O₃ + O₂
3. Окисление оксидов при более низких степенях окисления с повышением их валентности:
   a) окисление оксида серы(IV) до оксида серы(VI)
   2SO₂ + O₂ → 2SO₃
   b) окисление оксида азота(II) до оксида азота(IV)
   2NO + O₂ → 2NO₂
   c) окисление оксида углерода(II) до оксида углерода(IV)
   2CO + O₂ → 2CO₂
   
4. Восстановление оксидов при более высоких степенях окисления с понижением их валентности:
   a) восстановление оксида углерода(IV) до оксида углерода(II)
   CO₂ + C → 2CO
   b) восстановление оксида олова(II) до оксида олова(I)
   2SnO + O₂ → 2SnO₂
5. Горение органических соединений:
   a) горение метана в кислороде с образованием оксида углерода(IV) и воды
   CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
   b) горение аммиака в кислороде с получением оксида азота(II) и воды
   4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O
6. Реакция неустойчивых оксикислот:
   a) разложение угольной кислоты(IV) до оксида углерода(IV) и воды:
   H₂CO₃ → CO₂ + H₂O
   b) разложение серной кислоты(IV) до оксида серы(IV) и воды:
   H₂SO₃ → SO₂ + H₂O