Закономерности изменения свойств оксидов

Увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на атоме кислорода – d_О) делают оксид более кислотным. Это и объясняет закономерное изменение свойств оксидов от основных к амфо­терным и далее к кислотным.

а) В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот.

Na2O основный оксид, сильное основание

MgO основный оксид, слабое основание

Al2O3 амфотерный оксид, амфотерный гидроксид

SiO2 кислотный оксид, очень слабая кислота

P4O10 кислотный оксид, кислота средней силы

SO3 кислотный оксид, сильная кислота

Cl2O7 кислотный оксид, очень сильная кислота

Таблица 2
Зависимость кислотно-основных свойств оксидов
от эффективного заряда на атоме кислорода

Оксид	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P4O1023	SO3	Cl2O7
Эффективный заряд, dO	– 0,81	– 0,42	– 0,31	– 0,23	– 0,13	– 0,06	– 0,01
Кислотно-основные свойства оксида	Основный	Основный	Амфо­терный	Кислотный

б) В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление основных свойств оксидов:

BeO амфотерный	MgO основный	CaO основный	SrO основный	BaO основный	RaO основный
увеличение силы соответствующих оснований

в) При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксида и ослабевают основные:

Таблица 3
Зависимость кислотно-основных свойств
от степени окисления металлов

основный оксид	амфотерный оксид	–	кислотный оксид	–
основный оксид	амфотерный оксид	–	–	–
основный оксид	амфотерный оксид с преобладанием основных свойств	амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств	кислотный оксид	кислотный оксид

Способы получения оксидов

Оксиды могут быть получены в результате различных химических реакций.

1°. При взаимодействии простых веществ (за исключением золота, платины и инертных газов) с кислородом:

S + O₂ = SO₂,
2 Ca + O₂ = 2 CaO,
4 Li + O₂ = 2 Li₂O.

При горении других щелочных металлов в кислороде образуются пероксиды:

2 Na + O₂ = Na₂O₂

или надпероксиды:

K + O₂ = KO₂.

Оксиды этих металлов могут быть получены при взаимодействии пероксида (или надпероксида) с соответствующим металлом:

Na₂O₂ + 2 Na 2 Na₂O

или при термическом их разложении:

2 BaO₂ 2 BaO + O₂.

2°. В результате горения бинарных соединений в кислороде:

а) обжиг халькогенидов:

4 FeS₂ + 11 O₂ = 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂­
2 CuSe + 3 O₂ = 2 CuO + 2 SeO₂
4 CuFeS₂ + 13 O₂ = 4 CuO + 2 Fe₂O₃ + 8 SO₂­

б) горение гидридов и фосфидов.

4 PH₃ + 8 O₂ = P₄O₁₀ + 6 H₂O Þ 4 H₃PO₄
CS₂ + 3 O₂ = CO₂ + 2 SO₂
2 Сa₃P₂ + 8 O₂ = 6 CaO + P₄O₁₀.

3°. При термическом разложении солей:

a) карбонатов:

CaCO₃ CaO + CO₂­.

Карбонаты щелочных металлов (за исключением карбоната лития) плавятся без разложения.

б) нитратов:

2 Cu(NO₃)₂ 2 CuO + 4 NO₂­ + O₂­.

в) Если соль образована катионом металла, проявляющим переменные степени окисления и анионом кислоты, обладающей окислительными свойствами, то могут образоваться оксиды с другими степенями окисления элементов, например,

4 Fe(NO₃)₂ 2 Fe₂O₃ + 8 NO₂­ + O₂­
2 FeSO₄ Fe₂O₃ + SO₂­ + SO₃­
(NH₄)₂Cr₂O₇ N₂­ + 4 H₂O + Cr₂O₃.

4°. Термическое разложение оснований и кислородсодержащих кислот приводит к образованию оксида и воды:

H₂SO₃ SO₂­ + H₂O
SiO₂ × x H₂O SiO₂ + x H₂O
Ca(OH)₂ CaO + H₂O.

Гидроксиды щелочных металлов плавятся без разложения.

5°. Если химический элемент в своих соединениях проявляет различные степени окисления и образует несколько оксидов, то:

а) при окислении низших оксидов можно получить оксиды, в которых соответствующий элемент находится в более высокой степени окисления:

4 FeO + O₂ = 2 Fe₂O₃
2 NO + O₂ = 2 NO₂
2 NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂
2 SO₂ + O₂ 2 SO₃,

б) и, аналогично, при восстановлении высших оксидов можно получить низшие оксиды:

Fe₂O₃ + CO 2 FeO + CO₂.

6°. Некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, могут при высокой температуре вытеснять водород из воды. При этом также образуется оксид металла:

Fe + H₂O FeO + H₂ (t > 570°C).

7°. При нагревании солей с кислотными оксидами. Направление реак­ции в этом случае зависит от относительной летучести оксидов — менее летучий оксид вытесняет более летучий оксид из соли:

Na₂CO₃ + SiO₂ Na₂SiO₃ + CO₂­
2 Ca₃(PO₄)₂ + 6 SiO₂ 6 CaSiO₃ + P₄O₁₀
2Na₂SO₄ + 2B₂O₃ 4NaBO₂ + 2SO₂­ + O₂­
4 NaNO₃ + 2 Al₂O₃ 4 NaAlO₂ + 4 NO₂­ + O₂­.

8°. При взаимодействии металлов с кислотами-окислителями происхо­дит частичное восстановление кислотообразующего элемента с образова­нием оксида:

Cu + 2 H₂SO_{4, конц.} = CuSO₄ + SO₂­ + 2 H₂O
Zn + 4 HNO_{3, конц.} = Zn(NO₃)₂ + 2 NO₂­ + 2 H₂O.

9°. При действии водоотнимающих веществ на кислоты или соли:

4 HNO₃ + P₄O₁₀ = (HPO₃)₄ + 2 N₂O₅
2 KMnO₄ + H₂SO_{4, конц.} = K₂SO₄ + Mn₂O₇ + H₂O
2 KClO₄ + H₂SO_{4, конц.} = K₂SO₄ + Cl₂O₇ + H₂O.

10°. При взаимодействии солей слабых неустойчивых кислот с раство­рами сильных кислот:

Na₂CO₃ + 2 HCl = 2 NaCl + CO₂­ + H₂O.

Химические свойства оксидов

Основные оксиды

К основным оксидам относятся:

– оксиды всех металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы Li – Fr),

– главной подгруппы второй группы, начиная с магния (Mg – Ra) и

– оксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, MnO, FeO.

1°. Оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземель­ных, начиная с кальция) при обычных условиях непосредственно взаимо­действуют с водой, образуя гидроксиды, которые являются сильными, растворимыми в воде основаниями — щелочами, например,

BaO + H₂O = Ba(OH)₂;
Na₂O + H₂O = 2 NaOH.

2°. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами образуя соли:

CaO + 2 HCl = CaCl₂ + H₂O.

3°. Также к образованию соли приводит взаимодействие их с кислот­ными оксидами:

Na₂O_(тв.) + СO_2(газ) = Na₂CO₃

CaO_(тв.) + SO_3(ж.) = CaSO₄

СaO_(тв.) + SiO_2(тв.) CaSiO₃.

Кислотные оксиды

Большинство оксидов неметаллов являются кислотными оксидами (СО₂ , SO₃ , P₄O₁₀ и др.). Оксиды переходных металлов в высших степенях окисления проявляют преимущественно также свойства кислотных оксидов, например: CrO₃ , Mn₂O₇ , V₂O₅ .

1°. Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием соответст­вующих кислот:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄
P₄O₁₀ + 6 H₂O = 4 H₃PO₄.

Некоторые оксиды, например, SiO₂ , MoO₃ и др. с водой непосредст­венно не взаимодействуют и соответствующие им кислоты могут быть получены косвенным путем:

(x – 1) H₂O + Na₂SiO₃ + 2 HCl = 2 NaCl + SiO₂ × x H₂O ¯
Na₂MoO₄ + 2 HCl = 2 NaCl + H₂MoO₄ ¯.

2°. Взаимодействие кислотных оксидов с основными оксидами приво­дит к образованию солей:

SO₂ + Na₂O = Na₂SO₃
SiO₂ + CaO CaSiO₃.

3°. Также к образованию солей ведет реакция кислотного оксида с осно­ванием.

Cl₂O + 2 NaOH = 2 NaClO + H₂O.

Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, то в зависимости от относительных количеств основания и кислотного оксида, участвующих в реакции, возможно образование средних

Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃ ¯ + H₂O.

или кислых солей

CaCO₃ ¯ + H₂O + CO₂ ­ = Ca(HCO₃)_{2 р-р}.

4°. Мало летучие оксиды вытесняют летучие оксиды из солей:

Na₂CO₃ + SiO₂ Na₂SiO₃ + CO₂­.

Амфотерные оксиды

Амфотерность (от греч. amphoteros — и тот и другой) — способность химических соединений (оксидов, гидроксидов, аминокислот) проявлять как кислотные, так и основные свойства, в зависимости от свойств второго реагента, участвующего в реакции.

Одно и то же вещество (например, ZnO), реагируя с сильной кислотой или кислотным оксидом, проявляет свойства основного оксида:

ZnO + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂O
ZnO + SO₃ = ZnSO₄.

а при взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом – свойства кислотного оксида:

ZnO + 2 NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] (в водном растворе)
ZnO + CaO CaZnO₂ (при сплавлении).

Амфотерные оксиды способны вытеснять летучие оксиды из солей:

K₂CO₃ + ZnO K₂ZnO₂ + CO₂­.