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 делять 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 исключениеми относятся к амфотерным). Этим оксидам соответствуют основные гидроксиды (основания).

ПРИМЕРЫ: Na₂O FeO CrO CaO Li₂O Cu₂O CuO

Амфотерные оксиды – оксиды МЕТАЛЛОВ в степенях оксиления +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 ЩМ 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 получится 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 (подробнее в «Разложении солей»):

CaCO₃ → CaO + CO₂

MgCO₃ → MgO + CO₂  

Химические свойства

1. Оксид + вода = гидроксид

Реакция возможно 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 относится 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 относится 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 ≠

СuO + H₂SO₄ = CuSO₄ +H₂O

ZnO + Cu(OH)₂ ≠

ZnO + 2KOH = K₂ZnO₂ + H₂O — сплавление (особенности амфотерных оксидов подробнее рассмотрены в конце главы)

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).

СaCO₃ + 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 + CO

---

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

5) Восстановление оксидов

Оксиды металлов, стоящий 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

Cu + 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 (ее также можно рассмотривать как двойной оксид, это удобно для определения продуктов реакций с такими солями):

Al₂O₃ + NaOH → 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 кол-во учтется в коэффициентах).

Несмотря на то, что подобный прием кажется неправильным с точки зрения химии, в нем есть определенный смысл:

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

[Al(OH)₄]^— = OH^— + Al(OH)₃ (причем 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 идет 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⁺ c OH^— с образованием Н₂О). 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)