Какие физические свойства оксидов есть

Исключение дифторид кислорода (OF2), поскольку электроотрицательность фтора выше, чем у кислорода и фтор всегда проявляет степень окисления
«-1».

Оксиды, в зависимости от проявляемых ими химических свойств подразделяют на два класса – солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Солеобразующие оксиды имеют внутреннюю классификацию. Среди них выделяют кислотные, основные и амфотерные оксиды.

Химические свойства несолеобразующих оксидов

Несолеобразующие оксиды не проявляют ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств, не образуют соли. К несолеобразующим оксидам относятся оксиды азота
(I) и (II) (N2O, NO), оксид углерода (II) (CO), оксид кремния (II) SiO и др.

Несмотря на то, что несолеобразующие оксиды не способны к образованию солей при взаимодействии оксида углерода (II) с гидроксидом натрия образуется органическая соль – формиат натрия (соль муравьиной кислоты):

CO + NaOH = HCOONa.

При взаимодействии несолеобразующих оксидов с кислородом получают высшие оксиды элементов:

2CO + O2 = 2CO2;

2NO + O2 = 2NO2.

Химические свойства солеобразующих оксидов

Среди солеобразующих оксидов различают основные, кислотные и амфотерные оксиды, первые из которых при взаимодействии с водой образуют основания
(гидроксиды), вторые – кислоты, а третьи – проявляют свойства как кислотных, так и основных оксидов.

Основные оксиды
реагируют с водой с образованием оснований:

CaO + 2H2O = Ca(OH)2 + H2↑;

Li2O + H2O = 2LiOH.

При взаимодействии основных оксидов с кислотными или амфотерными оксидами получаются соли:

CaO + SiO2 = CaSiO3;

CaO + Mn2O7 = Ca(MnO4)2;

CaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2.

Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей и воды:

CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O;

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

При взаимодействии основных оксидов, образованных металлами, стоящими в ряду активности после алюминия, с водородом, происходит восстановление металлов, входящих в оксида:

CuO + H2 = Cu + H2O.

Кислотные оксиды
реагируют с водой с образованием кислот:

P2O5 + H2O = HPO3 (метафосфорная кислота);

HPO3 + H2O = H3PO4 (ортофосфорная кислота);

SO3 + H2O = H2SO4.

Некоторые кислотные оксиды, например, оксид кремния (IV) (SiO2), не вступают в реакцию взаимодействия с водой, поэтому, соответствующие этим оксидам кислоты получают косвенным путем.

При взаимодействии кислотных оксидов с основными или амфотерными оксидами получаются соли:

P2O5 + 3CaO = Ca3(PO4)2;

CO2 + CaO = CaCO3;

P2O5 +Al2O3 = 2AlPO4.

Кислотные оксиды реагируют с основаниями с образованием солей и воды:

P2O5 + 6NaOH = 3Na3PO4 + 3H2O;

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.

Амфотерные оксиды
взаимодействуют с кислотными и основными оксидами (см. выше), а также с кислотами и основаниями:

Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;

Al2O3 + NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4];

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O;

ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4]4

ZnO + 2KOH = K2ZnO2.

Физические свойства оксидов

Большинство оксидов – твердые вещества при комнатной температуре (CuO – порошок черного цвета, CaO – белое кристаллическое вещество, Cr2O3 – порошок зеленого цвета и т.д.). Некоторые оксиды представляют собой жидкости (вода – оксид водорода – бесцветная жидкость, Cl2O7 – бесцветная жидкость) или газы (CO2 – газ без цвета, NO2 – газ бурого цвета). Строение оксидов также различно, чаще всего молекулярное или ионное.

Получение оксидов

Практически все оксиды можно получить по реакции взаимодействия конкретного элемента с кислородом, например:

2Cu + O2 = 2CuO.

К образованию оксидов также приводит термическое разложение солей, оснований и кислот:

CaCO3 = CaO + CO2↑;

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O;

4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O.

Среди других способов получения оксидов выделяют обжиг бинарных соединений, например, сульфидов, окисление высших оксидов до низших, восстановление низших оксидов до высших, взаимодействие металлов с водой при высокой температуре и др.

Примеры решения задач

Оксиды – это соединения, образованные атомами двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления (-2).

 К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом, например Fe2O3, P4O10, кроме содержащих атомы кислорода, связанные химической связью друг с другом:

• пероксиды (Na2O2);
• надпероксиды (KO2);
• озониды (KO2).

и соединения фтора с кислородом (OF2, O2F2), которые следует назвать не оксидами фтора, а фторидами кислорода, так как степень окисления кислорода в них положительная.

Физические свойства оксидов

Температуры плавления и кипения оксидов меняются в очень широком интервале. При комнатной температуре они, в зависимости от типа кристаллической решетки, могут находиться в различных агрегатных состояниях. Это определяется природой химической связи в оксидах, которая может быть ионной или ковалентной полярной.

В газообразном и жидком состояниях при комнатной температуре находятся оксиды, образующие молекулярные кристаллические решетки. С увеличением полярности молекул температуры плавления и кипения повышаются (таблица 1).

Таблица 1: Температуры плавления и кипения некоторых оксидов (при давлении 101,3 кПа)

Оксиды, образующие ионные кристаллические решетки, например, CaO, BaO и другие являются твердыми веществами, имеющими очень высокие температуры плавления (>1000⁰C)/

В некоторых оксидах связи ковалентные полярные. Они образуют кристаллические решетки, где атомы связаны несколькими «мостиковыми» атомами кислорода, образуя бесконечную трехмерную сеть, например, Al2O3, SiO2, TiO2, BeO и эти оксиды тоже имеют очень высокие температуры плавления.

Классификация оксидов по химическим свойствами

Несолеобразующие оксиды – оксиды, которым не соответствуют ни кислоты, ни основания.

Солеобразные оксиды – это двойные оксиды, в состав которых входят атомы одного металла в разных степенях окисления.

Металлы, проявляющие в соединениях несколько степеней окисления, образуют двойные, или солеобразные оксиды. Например, Pb3O4, Fe3O4, Mn3O4(формулы этих оксидов могут быть записаны также в виде 2PO·PbO2, FeO·Fe2O3, MnO·Mn2O3 соответственно).

Например, Fe3O4→FeO·FeO3: представляет собой основной оксид FeO химически связанный с амфотерным оксидом Fe2O3, который в данном случае проявляет свойства кислотного оксида. И Fe3O4 формально можно рассматривать как соль, образованную основанием  Fe(OH)2 и кислотой [HFeO2], которая не существует в природе:

От  гидрата оксида свинца (IV), как от кислоты, и Pb(OH2), как основания, могут быть получены два двойных оксида Pb2O3, Pb3O4(сурик), которые можно рассматривать как соли. Первый является свинцовой солью метасвинцовой кислоты (H2PbO3), а второй – ортосвинцовой кислоты (H4PbO4).

Среди  оксидов, особенно среди оксидов d–элементов, много соединений переменного состава (бертолиды), содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, а изменяется в довольно широких пределах, например, состав оксида титана (II) TiO изменяется в пределах TiO0,65 – TiO1,25.

Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли. Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды – оксиды, элемент которых при образовании соли или основания становится катионом.

Кислотные оксиды – это оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона.

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов.

При образовании солей степени окисления элементов, образующих оксиды, не изменяются, например:

Если при образовании соли происходит изменение степеней окисления элементов, образующих оксиды, то получившуюся соль следует отнести к соли другой кислоты или другого основания, например:

Fe2(SO4)3 представляет собой соль, образованную серной кислотой и гидроксидом железа (III)- Fe(OH)3, которому соответствует оксид Fe2O3.

Образовавшиеся соли являются солями азотистой (H+3NO2) и азотной (H+5NO3) кислот, которым соответствуют оксиды:

Закономерности изменения свойств оксидов

Увеличение степени окисления и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на атоме кислорода –δ0) 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.

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

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

В)При  повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксидов и ослабевают основные:

Таблица 3: Зависимость кислотно-основных свойств от степени окисления металлов

Основные оксиды, перечень, список, физические и химические свойства.

Основные оксиды – солеобразующие оксиды металлов, которым соответствуют основания. Как правило, металлы в них проявляют степень окисления +1 или +2.

Основные оксиды  Видеоурок “Основные оксиды”

Какие оксиды основные? Список и перечень основных оксидов

Физические свойства основных оксидов

Получение основных оксидов

Химические свойства основных оксидов

Химические реакции основных оксидов

Основные оксиды:

Основные оксиды – солеобразующие оксиды металлов, которым соответствуют основания. Как правило, металлы в них проявляют степень окисления +1 или +2.

В свою очередь оксидами называют неорганические химические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород.  Кислород в оксидах проявляет степень окисления -2. Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

К солеобразующим оксидам помимо основных оксидов также относят кислотные и амфмотерные оксиды. Соответственно кислотным оксидам соответствуют кислоты, амфотерным оксидам – амфотерные основания.

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щёлочноземельных металлов, а также оксиды переходных металлов в низших степенях окисления.

@ https://youtu.be/Lnq-gD6c83A

Какие оксиды основные? Список, примеры и перечень основных оксидов:

Физические свойства основных оксидов:

Общим физическим свойством для всех основных оксидов является то, что они представляют собой твердые вещества. В то время как другие: внешний вид, цвет, плотность, температуры плавления и кипения, молярная масса, твердость и пр. различаются.

Получение основных оксидов:

Основные оксиды получаются в результате:

1. 1. окисления металлов кислородом (кроме благородных):

2Ba + О2 → 2BaО;

2К + О2 → К2О2, К2О2 + 2К → 2К2О;

2Сa + О2 → 2CaО (t  = 300 oC);

4Li + О2 → 2Li2О;

2Cu + O2 → CaО;

6Na + 2О2 → Na2О2 + 2Na2О, Na2О2 + 2Na → 2Na2О.

2. 2. термического разложения гидроксидов:

Ba(OH)2 → BaO + H2О (t  = 780-800 oC);

Сa(OH)2 → СaO + H2О (t  = 520-580 oC);

Cu(OH)2 → CuО + H2O (to);

3. 3. термического разложения солей:

BaCO3  → BaO + CO2 (t  = 1000-1450 oC);

Сa2СО3 → CaО + СО2 (t  = 900-1200 oC);

MgCO3 → MgО + СО2 (t > 650 oC);

CuCO3 → CuО + CO2 (to);

2Na2СO3 → Na2O + СО2 (t  = 851 oC).

Химические свойства основных оксидов. Химические реакции основных оксидов:

Для основных оксидов характерны следующие общие химические реакции:

1. взаимодействие с водой.

В реакцию с водой вступают не все основные оксиды, а только оксиды наиболее активных металлов, которые расположены в главных подгруппах первой и второй групп периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева (натрий, калий, кальций, барий и др.).

В результате взаимодействия основных оксидов с водой образуются основания.

BaO + H2O → Ba(OH)2;

К2О + Н2О → 2КОН;

CaО + Н2О → Ca(ОН)2;

Li2О + Н2О → 2LiОН;

MgО + Н2О → Mg(ОН)2 (t  = 100-125 oC);

Na2О + Н2О → 2NaОН.

2. взаимодействие с кислотными оксидами.

В результате химической реакции основных оксидов с кислотными оксидам образуется соль.

BaO + CO2 → BaCO3;

BaO + SO3 → BaSO4;

К2О + СО2 → К2СО3;

К2О + SО2 → К2SО3;

К2О + SО3 → К2SО4; 

К2О + SiО2 → К2SiО3;

CaО + СО2 → CaСО3;

CaО + SО2 → CaSО3;

CaО + SО3 → CaSО4; 

CaО + SiО2 → CaSiО3 (t = 1100-1200 oC);

Li2О + СО2 → Li2СО3;

Li2О + SО2 → Li2SО3; 

Li2О + SiО2 → Li2SiО3 (t = 1200-1300 oC);

MgО + СО2 → MgСО3;

MgО + SО2 → MgSО3;

MgО + SО3 → MgSО4; 

MgО + SiО2 → MgSiО3 (t = 1100-1200 oC);

Na2О + СО2 → Na2СО3 (t = 450-550°C);

Na2О + SО2 → Na2SО3;

Na2О + SО3 → Na2SО4; 

Na2О + SiО2 → Na2SiО3 (tо).

3. взаимодействие с кислотами.

В результате химической реакции основных оксидов с кислотами образуется соль и вода.

BaO + 2HF → BaF2 + H2O;

BaO + 2HNO3 → 2Ba(NO3)2 + H2O;

3BaO + 2H3PO4 → Ba3(PO4)2 + 3H2O;

K2O + 2HF → 2KF + H2O;

K2O + 2HNO3 → 2KNO3 + H2O;

СaO + 2HF → СaF2 + H2O;

СaO + 2HNO3 → 2Сa(NO3)2 + H2O;

Li2O + 2HF → 2LiF + H2O;

Li2O + 2HNO3 → 2LiNO3 + H2O;

MgO + 2HF → MgF2 + H2O;

MgO + 2HNO3 → 2Mg(NO3)2 + H2O;

CuO + 2HF → CuF2 + H2O;

CuO + 2HNO3 → 2Cu(NO3)2 + H2O;

Na2O + 2HF → 2NaF + H2O;

Na2O + 2HNO3 → 2NaNO3 + H2O.

Аналогично проходят реакции основных оксидов и с другими кислотами.  

4. взаимодействие с амфотерными оксидами.

В результате химической реакции основных оксидов с амфотерными оксидам образуется соль.

BaO + ZnO → BaZnO2 (t  = 1100 oC);

BaO + SnO → BaSnO2 (t  = 1000 oC);

К2О + ZnО → К2ZnО2;

CaО + Al2O3 → Ca(AlО2)2 (t = 1200-1300 °C);

MgО + Al2O3 → MgAl2О4 (t = 1600 °C);

MgО + Fe2O3 → MgFe2О4 (to);

CuО + Fe2O3 → CuFe2О4 (to);

5Na2О + Fe2O3 → 2Na5FeО4 (t = 450-500 °C);

Na2О + Al2O3 → 2NaAlО2 (t = 2000 °C);

Na2О + PbO → 2Na2PbО2 (tо).

5. восстановление до простых веществ:

BaO + Be → Ba + BeO (t  = 270 oC);

3BaO + 2Al → 3Ba + Al2O3 (t  = 1200 oC);

2Al + 4BaO → Ba(AlO2)2 + 3Ba (t  = 1100-1200 oC);

2Al + 4BaO  → BaAl2O4 + 3Ba (t  = 1100-1200 oC);

3BaO + Si → 2Ba + BaSiO3 (t  = 1200 oC);

4CaО + 2Al → 2Ca + Ca(AlO2)2 (t  = 1200 oC);

Li2O + Mg  → 2Li + MgO (t > 800 oC);

3Li2O + 2Al → 6Li + Al2O3 (t > 1000 oC);

2Li2O + Si → 4Li + SiO2 (t = 1000 oC);

2MgО + Si → 2Mg + SiО2;

MgО + 2K → Mg + K2О;

MgО + Са → Mg + СаО (t  = 1300 oC);

3MgО + 2Al → 3Mg + Al2О3;

CuО + H2 → Cu + H2О (t  = 300 oC);

CuО + С → Cu + СО (t  = 1200 oC);

3CuО + 2Al → 3Cu + Al2О3 (t  = 1000-1100 oC).

6. взаимодействие с галогеноводородами (бромоводородом, йодоводородом и пр.).

В результате химической реакции основных оксидов с галогеноводородами образуется соль и вода.

BaO + 2HBr → BaBr2 + H2O;

BaO + 2HI → BaI2 + H2O;

K2O + 2HBr → 2KBr + H2O;

K2O + 2HI → 2KI + H2O;

СaO + 2HBr → СaBr2 + H2O;

СaO + 2HI → СaI2 + H2O;

Li2O + 2HBr → 2LiBr + H2O.

Li2O + 2HI → 2LiI + H2O;

MgO + 2HBr → MgBr2 + H2O;

MgO + 2HI → MgI2 + H2O;

CuO + 2HBr → CuBr2 + H2O;

CuO + 2HI → CuI2 + H2O;

Na2O + 2HBr → 2NaBr + H2O;

Na2O + 2HI → 2NaI + H2O.

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

@ https://youtu.be/Lnq-gD6c83A

карта сайта

Коэффициент востребованности
7 065