Оксиды

Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2.

Примеры оксидов: ZnO, Fe₂O₃, MnO₂, CrO₃

Похожие вещества, но не оксиды: H₂O₂, Na₂O₂, K₂O₂, BaO₂, CaO₂ (пероксиды, степень окисления кислорода равна -1), KO₂, CsO₂ (супероксиды), OF₂ – фторид кислорода (степень окисления кислорода равна +2)

Классификация

Оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие. Несолеобразующие оксиды – это оксиды, которым не соответствуют гидроксиды, к ним относятся N₂O, NO, CO, SiO. Остальные оксиды – солеобразующие.

Солеобразующие оксиды в свою очередь делятся на основные, амфотерные и кислотные.

• Основные оксиды – оксиды МЕТАЛЛОВ в низких степенях окисления (+1 и +2), кроме BeO, ZnO, PbO, SnO (они являются исключениями и относятся к амфотерным). Этим оксидам соответствуют основные гидроксиды (основания).

ПРИМЕРЫ: Na₂O, FeO, CrO, CaO, Li₂O, Cu₂O, CuO

• Амфотерные оксиды – оксиды МЕТАЛЛОВ в степенях окисления +3 и +4, а также оксиды BeO, ZnO, PbO, SnO. Этим оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды.

ПРИМЕРЫ: Al₂O₃, MnO₂, PbO₂, ZnO, Cr₂O₃, Fe₂O₃, SnO

• Кислотные оксиды – это все оксиды НЕМЕТАЛЛОВ кроме несолеобразующих и оксиды МЕТАЛЛОВ в высоких степенях окисления (+5, +6, +7). Кислотным оксидам соответствуют кислотные гидроксиды (кислоты).

ПРИМЕРЫ: Mn₂O₇, CrO₃, SO₃, SO₂, SiO₂, CO₂, P₂O₅, P₂O₃, NO₂, N₂O₅

Получение

1. Взаимодействием простых веществ с кислородом

Многие металлы и неметаллы взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды.

• N₂ + O₂ → 2NO
• S + O₂ → SO₂
• 2Ca + O₂ → 2CaO
• 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

Исключением являются благородные металлы (серебро, золото, платина), инертные газы (гелий, неон, аргон, ксенон и т.д.) и галогены (Cl₂, Br₂, I₂) – они не взаимодействуют с кислородом. Также исключением являются щелочные металлы кроме лития: они с кислородом взаимодействуют, но образуют не оксиды, а пероксиды (натрий) и супероксиды (калий, рубидий, цезий).

• O₂ + 4Li → 2Li₂O
• O₂ + 2Na → Na₂O₂
• O₂ + K → KO₂

Элементы, у которых существует несколько оксидов, могут давать тот или иной оксид в зависимости от условий реакции (температуры, избытка или недостатка кислорода и т.п., при этом, чем более жесткие условия реакции – тем выше будет степень окисления элемента в получаемом оксиде).

Так, железо при сгорании на воздухе образует железную окалину.

2O₂ + 3Fe → Fe₃O₄

Но могут получиться и другие оксиды (например, оксид железа (II) более устойчив при высоких температурах, поэтому реакцию стоит проводить при температуре 1000^оС или выше, а затем быстро охлаждать, чтобы не допустить повторного окисления, либо же реакцию можно проводить при недостатке кислорода, а вот оксид железа (III) можно получить с использованием избытка кислорода при температуре около 500^оС):

• 3O₂ + 4Fe → 2Fe₂O₃
• 2Fe + O₂ → 2FeO

Аналогично с фосфором (один пример с неметаллом, но подобным образом может себя вести не только фосфор, но и углерод):

• 4P + 5O_2(изб.) → 2P₂O₅
• 4P + 3O_2(нед.) → 2P₂O₃

2. Окислением некоторых бинарных соединений

Карбиды, гидриды, фосфиды, сульфиды, оксиды (с элементом в не высшей степени окисления) и некоторые другие бинарные соединения (бинарные – состоящие из двух элементов) также могут быть окислены кислородом.

• 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂
• 2H₂S + 3O_2(изб.) → 2H₂O + 2SO₂
• 2H₂S + O_2(нед.) → 2H₂O + 2S

3. Разложение гидроксидов (слабых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот)

Разложение может происходить самопроизвольно:

• H₂CO₃ → H₂O + CO₂
• H₂SO₃ → H₂O + SO₂
• NH₄OH → H₂O + NH₃
• 2AgOH → H₂O + Ag₂O
• 2CuOH → H₂O + Cu₂O

Или при прокаливании:

• H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂
• 2Fe(OH)₃ → 3H₂O + Fe₂O₃

Также разложение может происходить под действием излучения, например, азотная кислота на свету разлагается с выделением бурого газа:

• 4HNO₃ → 4NO₂ + 2H₂O + O₂

4. Разложением солей

Разложение солей может быть окислительно-восстановительным:

• 2MgSO₄ → 2MgO + 2SO₂ + O₂
• 4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂
• 2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

И не окислительно-восстановительным:

• CaCO₃ → CaO + CO₂
• MgCO₃ → MgO + CO₂

Химические свойства

1. Оксид + вода = гидроксид

Реакция возможна в том случае, если образуется растворимый гидроксид.

• Na₂O + H₂O → 2NaOH
• SO₃ + H₂O → H₂SO₄
• CuO + H₂O ≠
• ZnO + H₂O ≠
• SiO₂ + H₂O ≠

2. Оксид + оксид = соль

1) Для протекания реакции оксиды должны не относиться к одному классу.

Т.е. реакция возможна между кислотным и основным, основным и амфотерным, кислотным и амфотерным оксидами и невозможна между основным и основным, кислотным и кислотным, амфотерным и амфотерным.

• Li₂O + CaO ≠
• N₂O₅ + CO₂ ≠
• BeO + ZnO ≠

2) В реакцию с амфотерными оксидами, а также CO₂, SO₂, SiO₂ вступают лишь оксиды, которым соответствует сильный электролит (щелочь в случае основных оксидов и сильная кислота в случае кислотных).

• K₂O + SO₂ → K₂SO₃
• Cr₂O₃ + 3SO₃ → Cr₂(SO₄)₃
• K₂O + ZnO → K₂ZnO₂
• CuO + CO₂ ≠
• CuO + Al₂O₃ ≠

3. Оксид + гидроксид (или бескислородная кислота) = соль + вода

1. Гидроксид и оксид не должны относиться к одному классу (не должны быть оба основные или оба кислотные и т.д.)
2. Если оксид амфотерный или CO₂, SO₂, SiO₂, или гидроксид амфотерный или H₂CO₃, H₂SO₃, H₂SiO₃, H₂S, то второй реагент должен быть сильным электролитом, если это гидроксид или бескислородная кислота, или ему должен соответствовать сильный электролит (щелочь или сильная кислота).

• CuO + H₂SiO₃ ≠
• CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O
• ZnO + Cu(OH)₂ ≠
• ZnO + 2KOH → K₂ZnO₂ + H₂O (сплавление)

4) Оксид1 + соль1 = соль2 + оксид2

С солями реагируют только нелетучие кислотные оксиды и амфотерные оксиды, при этом обязательно должно происходить вытеснение более летучего кислотного оксида из состава соли, т.е. в данную реакцию вступают карбонаты, сульфиты (возможна также реакция с фосфатами, но в ЕГЭ она встречается только в составе более сложной реакции получения белого фосфора).

• CaCO₃ + SiO₂ → CaSiO₃ + CO₂
• K₂SO₃ + CaO ≠
• NaCl + Al₂O₃ ≠
• Na₂CO₃ + ZnO → Na₂ZnO₂ + CO₂

Реакция получения белого фосфора:

1. Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ → P₂O₅ + 3CaSiO₃
2. P₂O₅ + 5C → 2P + 5CO

Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C → 2P + 3CaSiO₃ + 5CO

5) Восстановление оксидов

Оксиды металлов, стоящих в ряду активности правее алюминия, можно восстановить до металлов различными восстановителями, например: H₂, CO, C, Al(Mg).

• FeO + C → Fe + CO
• Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂
• CuO + CO → Cu + CO₂
• CuO + H₂ → Cu + H₂O
• CuO + Mg → Cu + MgO

При этом оксиды металлов, стоящих левее алюминия в ряду активности, также взаимодействуют с углеродом с образованием карбидов:

CaO + 3C → CaC₂ + CO

Оксиды металлов, стоящих правее водорода в ряду активности, можно восстановить аммиаком:

3CuO + 2NH₃ → 3Cu + 3H₂O + N₂

Некоторые оксиды неметаллов также можно восстановить (в данном случае правильнее говорить о том, что оксиды неметаллов проявляют свойства окислителей). Например, оксиды азота:

• N₂O + H₂ → N₂ + H₂O
• N₂O + Mg → N₂ + MgO
• N₂O + 2Cu → N₂ + Cu₂O
• 3N₂O + 2NH₃ → 4N₂ + 3H₂O
• 2NO + 2H₂ → N₂ + 2H₂O
• 2NO₂ + 2C → N₂ + 2CO₂

6) Окисление оксидов

Окислить можно оксиды, в состав которых входит элемент в промежуточной степени окисления.

• 2NO + O₂ → 2NO₂
• 2SO₂ + O₂ → 2SO₃
• SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr
• 4FeO + O₂ → 2Fe₂O₃
• Cr₂O₃ + O₃ + 4KOH → 2K₂CrO₄ + 2H₂O

7) Свойства амфотерных оксидов

Амфотерные оксиды могут проявлять как слабые основные, так и слабые кислотные свойства, поэтому они могут реагировать как с кислотными оксидами/гидроксидами, так и с основными.

В реакцию с амфотерными оксидами вступают лишь сильные электролиты (в случае с гидроксидами и кислотами) или оксиды, которым соответствуют сильные электролиты.

• Al₂O₃ + Na₂O → 2NaAlO₂
• Al₂O₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃
• Al₂O₃ + SO₂ ≠
• Al₂O₃ + H₂SiO₃ ≠

С основными гидроксидами (щелочами в данном случае, поскольку слабые основания в эти реакции не вступают) реакция может протекать в расплаве, при этом образуется средняя соль (её также можно рассматривать как двойной оксид, это удобно для определения продуктов реакций с такими солями):

• Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O
• ZnO + 2KOH → K₂ZnO₂ + H₂O

Или в растворе, при этом образуются комплексные соли:

ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

Удобный способ рассмотрения комплексных солей

Комплексные соли удобно рассматривать как гидроксид щелочного металла и амфотерный гидроксид, например, разбить сложное вещество Na[Al(OH)₄] на составные части: NaOH и Al(OH)₃. Удобство заключается в легкости определения и запоминания продуктов:

• Na[Al(OH)₄] + HCl_(нед.) → NaCl + Al(OH)₃ + H₂O
• Na[Al(OH)₄] ≡ NaOH + Al(OH)₃

В первую очередь прореагирует более активный гидроксид – NaOH.

Тогда пишем продукты реакции NaOH + HCl → NaCl + H₂O и дописываем непрореагировавший гидроксид Al(OH)₃. Подобным образом можно рассуждать и в случае реакции с кислотными оксидами и с солями (AlCl₃, NH₄Cl).

• 3Na[Al(OH)₄] + AlCl₃ → 4Al(OH)₃ + 3NaCl
• Na[Al(OH)₄] ≡ NaOH + Al(OH)₃

C хлоридом алюминия будет реагировать только NaOH, запишем реакцию:

3NaOH + AlCl₃ → Al(OH)₃ + 3NaCl

И вновь мы просто записываем продукты этой реакции и дописываем непрореагировавший гидроксид алюминия (здесь он уже есть в продуктах, поэтому повторно его писать не надо, его количество учтётся в коэффициентах).

Несмотря на то, что подобный приём кажется неправильным с точки зрения химии, в нём есть определённый смысл:

Комплексный ион — слабый электролит, а значит он способен диссоциировать обратимо (равновесие сильно сдвинуто в сторону комплекса), но всё же:

[Al(OH)₄]^— ⇌ OH^— + Al(OH)₃ (причём диссоциация будет проходить преимущественно по первой ступени, т.к. обычно сила электролита с каждой последующей ступенью диссоциации уменьшается).

Мы видим, что продуктами диссоциации комплекса является гидроксид-ион (его то мы и записали в виде щелочи) и гидроксид алюминия. Можно предположить, что реакция идёт именно с продуктами диссоциации комплекса, а не с самим комплексным ионом. Тогда в ходе реакции концентрация продуктов падает, что приводит к смещению равновесия в правую сторону (к разрушению комплекса).

Поскольку в продуктах диссоциации присутствует гидроксид-ион, определяющий щелочную среду раствора данного комплекса, то логично предположить, что с подобными комплексами будут реагировать вещества, способные создать кислую среду в растворе (будет происходить взаимодействие H⁺ с OH^— с образованием H₂O). К подобным веществам можно отнести:

• Кислоты: HCl → H⁺ + Cl^—
• Кислотные оксиды: SO₂ + H₂O → H₂SO₃ ⇌ H⁺ + HSO₃^—
• Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, поскольку они подвергаются гидролизу по катиону и также имеют кислую среду

AlCl₃ + H₂O ⇌ Al(OH)Cl₂ + HCl (процесс обратимый, среда будет слабокислой)