Оксиды
Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды СО, SiO, N20, NO.
Солеобразующие оксиды:
Основные. Оксиды, гидраты которых являются основаниями. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na2O — оксид натрия, СаО — оксид кальция, CuO — оксид меди (II), СоО — оксид кобальта (II), Bi2O3 — оксид висмута (III), Mn2O3 — оксид марганца (III).
Амфотерные. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl2O3 — оксид алюминия, Cr2O3 — оксид хрома (III), SnO2 — оксид олова (IV), МnO2 — оксид марганца (IV), ZnO — оксид цинка, ВеО — оксид бериллия.
Кислотные.
Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов. Примеры: Р2О3 — оксид фосфора (III), СO2 — оксид углерода (IV), N
Изменение характера оксидов | Cr+2O (осн.) | Cr+32O 3(амф.) | Cr+6O 3(кисл.) |
Mn+2O (осн.) | Mn+4O2 (амф.) | Mn+6O3 (кисл.) | |
Mn+32O3 (осн.) | Mn+72 O 7 (кисл.) |
Оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные, различного цвета. Например: оксид меди (II) CuO черного цвета, оксид кальция СаО белого цвета — твердые вещества. Оксид серы (VI) SO3 — бесцветная летучая жидкость, а оксид углерода (IV) СО2 — бесцветный газ при обычных условиях.
Твердые:
CaO, СuО, Li2O и др. основные оксиды; ZnO, Аl2O3, Сr2O3 и др. амфотерные оксиды; SiO2, Р2O5, СrO3 и др. кислотные оксиды.
Жидкие:
SO3, Cl2O7, Мn2O7 и др..
Газообразные:
CO2, SO2, N2O, NO, NO2 и др..
Растворимые:
а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов;
б) практически все кислотные оксиды (исключение: SiO2).
Нерастворимые:
а) все остальные основные оксиды;
б) все амфотерные оксиды
в) SiO2
1. Кислотно-основные свойства
Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:
Пример:
(только для оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) (кроме SiO2).
Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:
2. Окислительно — восстановительные свойства
Если элемент имеет переменную степень окисления (с. о.), то его оксиды с низкими с. о. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими с. о. — окислительные.
Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:
Окисление оксидов с низкими с. о. до оксидов с высокими с. о. элементов.
2C+2O + O2 = 2C+4O2
2S+4O2 + O2 = 2S+6O3
2N+2O + O2 = 2N+4O2
Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из их оксидов и водород из воды.
C+2O + FeO = Fe + 2C+4O2
C+2O + H2O = H2 + 2C+4O2
Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей:
Восстановление оксидов с высокими с о. элементов до оксидов с низкими с. о. или до простых веществ.
C+4O2 + C = 2C+2O
2S+6O3 + H2S = 4S+4O2 + H2O
C+4O2 + Mg = C0 + 2MgO
Cr+32O3 + 2Al = 2Cr0 + 2Al2O3
Cu+2O + H2 = Cu0 + H2O
Использование оксидов малоактивных металлов дпя окисления органических веществ.
Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную с. о., способны к диспропорционированию;
например:
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
1. Взаимодействие простых веществ — металлов и неметаллов — с кислородом:
4Li + O2 = 2Li2O;
2Cu + O2 = 2CuO;
S + O2 = SO2
4P + 5O2 = 2P2O5
2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
H2SO3 = SO2↑ + H2O
H2SiO3 = SiO2 + H2O
3. Разложение некоторых солей:
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2↑ + O2
↑CaCO3 = CaO + CO2↑
(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2↑ + H2O
4. Окисление сложных веществ кислородом:
CH4 + 2O2 = CO2 + H2O
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
5.Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:
Cu + H2SO4 (конц) = CuSO4 + SO2↑ + 2H2O
10HNO3 (конц) + 4Ca = 4Ca(NO3)2 + N2O↑ + 5H2O
2HNO3 (разб) + S = H2SO4 + 2NO↑
6. Взаимопревращения оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).
examchemistry.com
Физические свойства оксидов — урок. Химия, 8–9 класс.
Агрегатное состояние
Оксиды металлов, например, оксид меди(\(II\)) CuO, оксид железа(\(III\)) Fe2O3, оксид кальция CaO, являются твёрдыми кристаллическими веществами.
Некоторые оксиды неметаллов при обычных условиях также находятся в твёрдом агрегатном состоянии. Например, твёрдыми веществами являются оксид кремния SiO2, оксид фосфора(\(V\)) P2O5 и оксид серы(\(VI\)) SO3.
Жидким веществом является оксид водорода, то есть вода h3O.
Среди оксидов неметаллов при нормальных условиях некоторые являются газообразными веществами. Например, SO2, N2O, NO, NO2, CO и CO2.
Цвет оксидов может быть самым разнообразным.
Отметим, что бесцветным, например, является оксид кремния в виде кварца или горного хрусталя. Из жидких оксидов цвета не имеет вода. Большинство газообразных оксидов также не имеет окраски.
Оксид меди(\(I\)) Cu2O — вещество красного цвета:
Оксид меди(\(II\)) CuO чёрного цвета:
Оксид магния MgO белого цвета:
Оксид хрома(\(III\)) Cr2O3 тёмно-зелёного цвета:
Оксид азота(\(IV\)) NO2 — газообразное вещество бурого цвета. Такой же цвет у твёрдого оксида железа(\(III\)) Fe2O3:
Риски, связанные с воздействием оксидов на организм
Самый ядовитый из оксидов — оксид углерода(\(II\)), или угарный газ CO. Его молекулы связываются гемоглобином крови намного прочнее, чем молекулы кислорода. Поэтому при наличии даже незначительной примеси этого вещества в воздухе человек может погибнуть от удушья.
Ядовитыми также являются диоксид серы SO2 и диоксид азота NO2.
www.yaklass.ru
Общие способы получения оксидов — урок. Химия, 8–9 класс.
1. Оксиды образуются при взаимодействии простых веществ с кислородом.
Например, при сгорании водорода в кислороде образуется оксид водорода (вода):
2h3+O2→2h3O.
При нагревании меди на воздухе она покрывается налётом чёрного цвета, состоящим из оксида меди(\(II\)):
2Cu+O2→2CuO.
2. Оксиды можно получить путём обжига или при сжигании некоторых бинарных соединений.
Например, оксид цинка и оксид серы(\(IV\)) получают обжигом сульфида цинка:
2ZnS+3O2→2ZnO+2SO2.
3. Оксиды образуются при термическом разложении некоторых солей, оснований и кислот.
Например, при обжиге известняка, состоящего из карбоната кальция, образуются оксид кальция и углекислый газ: CaCO3→CaO+CO2.
Оксид меди(\(II\)) образуется при нагревании гидроксида меди(\(II\)): Cu(OH)2→CuO+h3O.
Угольная кислота разлагается даже без нагревания, выделяя оксид углерода(\(IV\)), т. е. углекислый газ: h3CO3→h3O+CO2.
Применение оксидов
Оксиды используются в самых разных отраслях народного хозяйства: в промышленности, в строительстве, при получении других веществ, в медицине, в быту и т. д.
Оксиды используют в промышленности
В промышленности оксиды используются в качестве сырья.
Например, некоторые оксиды используются в качестве пигментов в производстве красок и эмалей. Именно на эти нужды в большом количестве расходуются оксид цинка ZnO, оксид титана(\(IV\)) TiO2 и оксид железа(\(III\)) Fe2O3.
При варке цветных стёкол в качестве пигментов используют оксид кобальта(\(III\)) Co2O3, оксид хрома(\(III\)) Cr2O3 и оксид марганца(\(IV\)) MnO2.
Из оксида серы(\(VI\)) SO3 производят серную кислоту h3SO4, а оксид кальция, или негашёная известь CaO, служит сырьём для получения гидроксида кальция, или гашёной извести Ca(OH)2.
Из оксида кремния SiO2 получают кремний, без которого в наши дни не может обойтись производство солнечных батарей и компьютеров.
Оксиды находят применение в пищевой промышленности и в сельском хозяйстве
В качестве консерванта, а также для дезинфекции теплиц и складских помещений, используют оксид серы(\(IV\)), или сернистый газ SO2. Этот же оксид используют для отбеливания сахара.
Углекислый газ CO2 используют для газирования напитков, а также в производстве сахара.
Оксиды используют для обеспечения безопасности
В качестве надёжного средства для борьбы с огнём используют оксид водорода, т. е. воду h3O, а также оксид кремния SiO2 в виде песка.
Углекислый газ CO2 не поддерживает горения, поэтому им заполняют огнетушители.
www.yaklass.ru
|
ОКСИДЫ, соединения
элементов с кислородом. В оксидах степень окисления атома кислорода —2. К оксидам относятся
все соед. элементов с кислородом, кроме содержащих атомы О, соединенные друг
с другом (пероксиды, надпероксиды, озо-ниды), и соед. фтора с кислородом (OF2
и др.). Последние следует называть не оксидами, а фторидами кислорода, т. к.
степень окисления кислорода в них положительная. При комнатной т-ре большинство
оксиды-твердые в-ва (СаО, Fe2O3 и др.), нек-рые-жидкости (Н2О,
Сl2О7 и др.) и газы (NO, SO2 и др.). Хим. связь
в оксидах-ионная и ионно-ковалент-ная. Т-ры плавления и кипения оксидов понижаются с возрастанием
в них доли ковалентной связи. Многим оксидам в твердом состоянии присущ полиморфизм.
Нек-рые оксиды элементов III, IV, V гр. (напр., В, Si, As, Р) образуют рентгеноаморфные
стекла. Оксиды s- и p-элементов (напр., MgO, Аl 2О3,
SiO2)-диэлектрики, оксиды переходных металлов (Fe, Сг и др.) часто обладают
св-вами полупроводников. Нек-рые оксиды-пьезоэлектрики (напр., кварц), ферромагнетики
[оксиды Fe, Cr(IV) и др.]. Вследствие своей многочисленности, разнообразия св-в
и доступности оксиды представляют исключительно важный класс неорг. в-в. Большинство оксидов-солеобразующие;
при солеобразовании, протекающем обычно при нагр. (напр., Na2O +
SiO2
Na2SiO3), степени окисления элементов не изменяются. Известно
неск. несолеобразующих оксидов (напр., NO), не вступающих в подобные р-ции. Солеобразующие
оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные. Элемент основного оксида (Li Уменьшение степени окисления элемента и увеличение радиуса его иона делает оксид более основным, наоборот, увеличение степени окисления и уменьшение ионного радиуса-более кислотным (напр., МnО- основной оксид, Мn2О7-кислотный). Многие оксиды, напр. Рb3О4, Fe3O4, содержащие элемент в разных степенях окисления, являются двойными оксидами: (PbII 2, PbIV)O4, (FeII, FeIII2)O4. Среди оксидов, особенно среди оксидов d-элементов, много нестехиометрич. соединений. Оксиды щелочных и щел.-зем.
металлов активно реагируют с водой, образуя щелочи, напр.: К2О
+ Н2О
2КОН; нек-рые кислотные оксиды -ангидриды неорганических кислот-активно взаимод.
с водой, давая к-ты, напр.: SO3 + Н2О H2SO4.
Большинство оксидов металлов в компактном состоянии при комнатной т-ре с водой не
реагируют. Основные оксиды обычно быстро реагируют с к-тами в р-ре с образованием
солей, напр.: Восстановители (С, Н2,
активные металлы, в частности Mg, Al) при нагр. восстанавливают многие оксиды до
металла, напр.: При сильном нагревании
оксидов с углеродом часто образуются карбиды (напр., СаО + ЗС СаС Оксиды широко распространены
в природе. В очень больших кол-вах встречаются Н2О и SiO2.
Мн. минералы являются оксидами (гематит Fe2O3, магнетит
Fe3O4, касситерит SnO2 и др.). Многие оксиды образуются при
взаимод. простых в-в с кислородом (Li2O, СаО, La2O3,
SO2 и др.). Оксиды металлов обычно получают термич. разложением гидроксидов,
карбонатов, нитратов и др. солей кислородсодержащих к-т (напр., СаСО3
СаО + СО2), анодным окислением металлов, оксиды неметаллов — окислением
кислородом водородсодержащих соед. неметаллов (напр., 2H2S 4+ 3О2 2SO2
+ 2H2O). В пром-сти в больших кол-вах получают СаО, Аl2О3,
MgO, SO3, CO, CO2, NO и другие оксиды. Используют оксиды как огнеупоры
(SiO2, MgO, Al2O3 и др.), адсорбенты (SiO2-сшгака-гель,
Аl2О3 и др.), катализаторы (V2O5,
Al2O3 и др.), в произ-ве строит. материалов, стекол, фарфора,
фаянса, магн. материалов, пьезоэлектриков и др. Оксиды металлов (Fe, Ni, Al, Sn
и др.)-сырье в произ-ве металлов, оксиды неметаллов (напр., S, Р, N)- в произ-ве
соответствующих к-т. С. И. Дракин. |
www.xumuk.ru
Оксиды
Основания
Основаниями называются соединения, состоящие из атомов металла, связанных с одной или несколькими гидроксогруппами ОН, на-
пример NaOH, Ba(OH)2, Fe(OH)3.
Отдельное место занимает неорганическое соединение Nh5OH или Nh4 Н2О (более точно его состав передается формулой Nh4 хН2О). В составе этого соединения группа атомов NH +4 (катион аммония) играет такую же роль, как однозарядный катион металла.
Классификация оснований
1.По растворимости в воде. Все основания делятся на две группы: хорошо растворимые в воде и малорастворимые в воде (их условно называют нерастворимыми). Растворимые в воде сильные основания называются щелочами. Это гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba, Ra) металлов. Растворы щелочей мыльные на ощупь, разъедают кожу и ткани, поэтому их называют едкими щелочами. Для некоторых щелочей до сих пор употребляются старинные названия, такие как NaOH – едкий натр, KОН – едкое кали,
Са(ОН)2 – гашеная известь, Ba(OH)2 – едкий барит. Растворимым, но слабым основанием является раствор аммиака.
2.По кислотности. Кислотность оснований определяют по числу гидроксогрупп, связанных с металлом.
Однокислотным называют основание, 1 моль которого нейтрали-
зует 1 моль одноосновной кислоты (содержит одну гидроксогруппу ОН–), например NaOH.
Двухкислотным называют основание, 1 моль которого нейтрали-
зует 2 моля одноосновной кислоты (содержит две гидроксогруппы ОН–), например Ва(ОН)2.
Трехкислотным называют основание, 1 моль которого нейтрали-
зует 3 моля одноосновной кислоты (содержит три гидроксогруппы ОН–), например Fe(OH)3.
3.По силе. Сильные электролиты – щелочи, в водных растворах
практически полностью распадаются на катионы металла и гидро- ксид-анионы OH–; слабые электролиты – малорастворимые основания, в водных растворах диссоциируют незначительно, обратимо и ступенчато.
4.Амфотерными называют гидроксиды, проявляющие как основные, так и кислотные свойства, т. е. реагирующие и с кислотами, и со щелочами. Амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид.
studfile.net
Твердый оксид — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1
Твердый оксид
Cтраница 1
Твердый оксид SiO представляет собой порошок темно-желтого цвета. Он не проводит электрического тока и является прекрасным изоляционным материалом. [1]
Введение твердого оксида кальция не изменяет концентрацию СаО в фазе СаО ( к), и химическое равновесие не смещается. [2]
В твердых оксидах тепло передается упругими колебаниями решетки. Эти колебания апериодичны, они, как говорят, квантуются. По аналогии с фотонами в теории света кванты передачи тепла называют фононами, а теплопроводность — фононной. Теплопроводность зависит от атомной массы катиона. [3]
При диссоциации некоторого твердого оксида МеО на металл и кислород равновесное давление кислорода составляет 10 торр при 100 С. [4]
В общем случае, твердый оксид лучше смачивается жидким металлом, имеющим большее сродство к кислороду, чем металл в оксиде. Этот металл, в свою очередь, лучше смачивает оксид, имеющий меньшую энергию образования. [6]
На поверхности кристаллической решетки твердых оксидов находятся кислороды. Катионы, располагающиеся внутри, оказывают на свойства поверхности небольшое влияние. По основному закону термодинамики все процессы самопроизвольно идут в направлении понижения свободной энергии. [7]
Различие в строении решеток твердого оксида угле рода ( IV) и оксида кремния ( IV) и обусловливает различие нх свойств. Решетка твердого СО2 — молекулярная, слагается из слабосвязанных молекул. Атомные решетки, состоящие из атомов кремния, связанных друг с другом через кислород, отличаются значительной прочностью, что и обусловливает его нелетучесть и, как следствие — большое распространение крем-незема в земной jtope. На долю свободного SiO2 приходится Т2 % — 6Т — всеТГ — массы земной коры. На долю же кремния и кислорода ( в виде силикатов) в горных поро — — дах приходится около 43 % от массы земной коры. [8]
При нагревании нитрата цинка образуется твердый оксид его, а в случае нитрата серебра — твердое серебро. [9]
Некоторые процессы протекают на различного вида твердых оксидах. [10]
Объясните, почему твердый диоксид углерода и твердый оксид кремния, имеющие аналогичные эмпирические формулы СО2 и SiO2, столь сильно отличаются по физическим свойствам. [11]
В литературе имеются и другие попытки оценки кислотности твердых оксидов металлов. Указывается, что поскольку кислотные оксиды имеют преимущественно ковалентную, а основные-ионную связь, то целесообразно подходить к решению вопроса путем установления эффективного заряда на атоме кислорода. [12]
Из производных нитроний-иона NO2 можно указать [ NO2JC1O4, твердый оксид азота ( V) [ N02 ] N03 и др. Соли нитрония — кристаллические вещества, химически очень активны, быстро гидролизуются влагой воздуха. [13]
В начале этой главы отмечалось, что скорость процесса восстановления твердых оксидов железа газам может определяться как внешней, так и внутренней массопереда-чей. Опыты показали, что при малых скоростях потока газов процесс определяется внешней массопередачей. В этом случае, согласно уравнению ( XVIII. D, a, d и с количество прореагировавшего ( или поглощенного) вещества пропорционально времени. При этом скорость реакции оказывается пропорциональной У а. При увеличении скорости потока течение процесса начинает определяться внутренней массопередачей. [14]
Из производных нитроний-тна NC1 следует указать [ NO2 ] C1O4, твердый оксид азота ( V) [ NO2 ] N03 и др. Соли нитрония — кристаллические вещества, химически очень активны, быстро гидролизуются вла-гэй воздуха. [15]
Страницы: 1 2 3 4
www.ngpedia.ru