Основные оксиды в химии - строение, классификация и примеры соединений

Общие сведения

В 1775 году французский химик А. Лавуазье правильно истолковал результаты опытов Д. Пристли. Он понял, что газ, поддерживающий горение в герметичном сосуде, — это не часть воздуха, а новый химический элемент. Лавуазье назвал его оксигеном, что в переводе с греческого означает «образующий кислоты», так как думал, что новый элемент входит во все кислоты. Однако такая теория не была верной. Название кислород — это своего рода калька с французского, введенная М. В. Ломоносовым.

Кислород — газ без цвета, запаха и вкуса. При сильном охлаждении превращается сначала в голубую жидкость, затем — в кристаллы синего цвета. Имеет валентность 2 и семь степеней окисления в зависимости от вещества, с которым взаимодействует.

Степени окисления для разных соединений:

• оксиды — [-2];
• пероксиды — [-1];
• суперокислы или надперокислы — [-½];
• озониды (озон) — [-1/3];
• соли [O+] - [+½];
• монофторид кислорода — [+1];
• дифторид кислорода — [+2].

Образование оксидов

Бинарное соединение кислорода в степени окисления -2 с другим химическим элементом называется оксидом, иногда окисью или окислом. Оксиды существуют или были получены от всех химических элементов, кроме аргона, неона и гелия. Только фтор не может образовать окись, так как его электроотрицательность выше, чем у кислорода. Его соединения называются фторидами.

Получаются оксиды как при непосредственном вступлении кислорода в реакцию с другим химическим элементом, так и при косвенном взаимодействии — в результате разложения кислот, солей и оснований. Самый простой способ получения окисла — это сжигание вещества в кислороде. Формулы оксидов можно определить исходя из значений валентности кислорода и второго химического вещества, а номенклатура названий образуется по схеме:

1. Слово оксид.
2. К нему добавляется название второго элемента в родительном падеже.
3. Если элемент имеет несколько степеней окисления, то рядом в скобках римскими цифрами ставится нужная.

Например, Mn2O7 — оксид марганца (VII). Допускается название по количеству атомов кислорода — монооксид, диоксид и т. п. Широко распространены и названия, сложившиеся исторически.

Все существующие оксиды разделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Последние являются оксидами неметаллов, не имеющих соответственных гидроксидов. Таких соединений немного, к ним относятся оксиды одно- и двухвалентных неметаллов — вода H2O, токсичные газы монооксид углерода CO и оксид азота (II) NO, «веселящий газ» N2O, соединения с кислородом серы и кремния. ​ Они довольно инертны, если и взаимодействуют с другими веществами, то солей не образовывают. Например, при растворении в воде N2O и SO2 образуется серная кислота, и выделяется азот.

Классификация солеобразующих соединений

В химии соединения с кислородом разделяют по характеру их соответствия основаниям, кислотам и амфотерным образованиям. Если металл, составляющий формулу с кислородом, имеет несколько степеней окисления, то промежуточное значение будет у амфотерного, самое большое — у кислотного, а самое низкое — у основного соединения.

К основным оксидам относятся соединения металлов, степень окисления которых равна +1 или +2. Им соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. Реагируют с кислотами, в результате чего получаются соль и вода. В периодической системе усиление основных характеристик наблюдается в главных подгруппах сверху вниз. Список основных оксидов:

1. Na2O — окись натрия, бесцветное кристаллическое вещество, применяется в виде реактива и как сырье для получения гидроксида натрия.
2. K2O — твердый, реже мягкий, материал светло-желтого цвета, входящий в состав некоторых видов удобрений и цементов. Химически очень активное вещество, на воздухе сразу поглощает углекислый газ, переходя в карбонат калия, реагирует со спиртом, эфиром, серой, галогенами.
3. CuO — нерастворимый в воде черный порошок, который можно получить разными способами, например, нагревая малахит. Применяется в производстве стекол и эмалей, вступая в реакцию, окрашивает их в зеленый или синий цвет.
4. CaO — негашеная известь, получается из известняка. Представляет собой белое кристаллическое вещество, широко используется в строительстве.
5. FeO — твердые кристаллы черного цвета, в природе встречаются в виде минерала вюстита. Используются как пищевой краситель Е172, при производстве чугуна и в качестве красящего компонента в керамике и минеральных красках.
6. BaO — бесцветный ядовитый порошок, при сильном нагревании с кислородом переходит в пероксид.
7. HgO — красное или оранжевое вещество, очень ядовитое и неустойчивое. В природе встречается только в редком минерале монтроидите. При опытах с оксидом ртути и был открыт кислород.
8. MgO — жженая магнезия, из которой состоит минерал периклаз. Имеет коэффициент отражения света единицу, т. е. является абсолютным отражателем и может быть эталоном белого цвета.

К кислотным или ангидридам относятся оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления больше +5.

Поскольку в них химические элементы находятся в высшей степени активности, их еще называют высшими. Кислотные свойства таких соединений повышаются по мере продвижения по таблице Менделеева слева направо, так как увеличивается положительный заряд ионов элемента с возрастанием номера периода.

Ангидриды соответствуют гидроксидам, относящимся к кислотам, они могут растворяться в щелочах, образуя при этом соль и воду. Некоторые вступают в реакцию с водой. Типичные представители кислотных оксидов: SO2, SO3, CrO3, P2O5, Cl2O7, Mn2O7. Металлы, которые могут иметь степень окисления +2, +3, +4, образуют с кислородом амфотерные соединения, проявляющие то кислотные, то основные свойства в зависимости от условий химической реакции. К ним относятся Fe2O3, Cr2O3, Al2O3, ZnO, BeO и MnO2.

Физические и химические свойства

Свойства оксидов физического характера определяются структурой их строения. Окислам металлов присуще ионное строение, что определяет и их свойства. Чаще всего это твердые вещества самых разных окрасок. Не растворяются в воде, за исключением соединений щелочных и щелочноземельных металлов. Имеют высокие температуры кипения и плавления. Другие свойства определяются их составом.

Вещества, образованные неметаллическими элементами, чаще всего имеют молекулярный вид строения и более разнообразны по агрегатному состоянию — встречаются жидкие, газообразные и твердые оксиды. К жидкостям относятся:

• вода;
• азотистый ангидрид N203 синего цвета;
• бесцветный и токсичный триоксид серы S03;
• зеленовато-бурый или красный Mn207;
• дихлорогептаоксид Cl207.

Окиси серы, углерода и азота при нормальных условиях находятся в газообразном состоянии. Главные химические свойства основных оксидов:

1. Способность реагировать с водой до образования щелочи. Известная реакция гашения извести — CaO быстро и с теплоотдачей реагирует с водой, превращаясь в гидроксид кальция или гашеную известь.
2. Химическое взаимодействие между окислами и кислотами приводят к образованию соли и воды. Если известь смешать с серной кислотой, то получится CaSO4, проще говоря — гипс.
3. Вступление в реакцию с кислотными оксидами до получения соли. При взаимодействии извести с углекислым газом получается CaCO3, т. е. обычный мел.

Разные соединения имеют и уникальные свойства. CuO при сплавлении с основаниями, т. е. когда смесь веществ дополнительно нагревают, образует купраты (двойные соли меди и другого металла). Это говорит о слабовыраженных амфотерных свойствах окиси меди.

Также она довольно хорошо восстанавливается до металлического состояния аммиаком, углем и водородом.

FeO распадается при среднем нагревании, но если продолжать поднимать температуру, то получатся оксид Fe3O4 и железо. Может вступать в реакцию с сероводородом и восстанавливаться водородом и коксом. BaO при нагревании до 600 градусов переходит в пероксид бария и может восстановиться до металла при повышении температуры с цинком, магнием и кремнием.

Кислотные оксиды также хорошо реагируют с водой, взаимодействуют с основаниями и основными оксидами. Углекислый газ, растворяясь в воде, образует слабую угольную кислоту, ее применяют для газирования воды, при этом происходит обратная реакция. Диоксид углерода, вступая в реакцию с едким натром NaOH, образует соль угольной кислоты, известную в обиходе как кальцинированная сода. Из углекислого газа получается и так называемая горькая соль MgCO3, для этого нужно соединить CO2 и MgO.

Амфотерные оксиды вступают в химические реакции и с кислотами, и с основаниями. При взаимодействии со щелочами часто получаются соли двойных металлов.

Области применения

Оксиды очень широко применяются в быту, промышленности, медицине и других областях. Вода H2O — источник жизни на земле. Гематит или красный железняк Fe2O3 используют для пигментации красных красок, а магнетит или магнитный железняк Fe3O4 — в металлургии и для изготовления электродов, так как он хорошо проводит электрический ток.

Негашеная известь применяется в строительстве и быту для борьбы с вредителями древесины. Мелкие кристаллы корунда Al2O3 наносят на наждачную бумагу для создания хорошего шлифовального эффекта. Крупные используют в изготовлении искусственных рубинов и сапфиров для ювелирных изделий и часов.

Нанесение оксида железа (II) на сталь называется воронением или чернением. Соединение образовывает прочный тонкий слой на поверхности. Регулируя его толщину, можно получить так называемые цвета побежалости — пленки, изменяющей свой цвет в радужном спектре. Это свойство используют в технологии нанесения цветных рисунков на сталь.

Углекислый газ CO2 используют и в твердом, и в жидком виде. В пищевой промышленности его применяют при изготовлении разнообразных газированных напитков, соды, сахара. В виде сухого льда он используется для сильного охлаждения продуктов и материалов. Жидкой углекислотой наполняют огнетушители.

Широкое применение получил сернистый газ SO2. Его используют в химической промышленности для производства серной кислоты. Способность сернистого газа убивать микроорганизмы и плесень позволила использовать его для дезинфекции подвалов, погребов, складских помещений, а также для хранения и перевозки фруктов и ягод.

Оксид кремния (IV) SiO2 — тугоплавкое и твердое вещество. Встречается в природе в кристаллическом и аморфном состоянии. Кристаллический кремнезем — это минералы кварца в виде халцедона, агата, яшмы, горного хрусталя. Кварцевый песок используют для изготовления стекла, бетона и кирпича. Полудрагоценные камни обрабатывают ювелиры, особенно красиво кристаллы выглядят при использовании одновременно с SiO2 оксида свинца PbO.

Аморфный кремнезем называется опалом и выражается формулой SiO2 ∙ nH2O. Из него делают украшения, химическую посуду, кварцевые лампы. Соединения, имеющие устойчивый цвет, используют для пигментации стекол и красок. CO2O3 придает материалам синий, Cr2O3 — зеленый, ZnO — белый, MnO2 — розовый цвет.

Окись цинка нашла и медицинское применение, ее добавляют в маски и кремы, подсушивают раны при кожных заболевания. Жженую магнезию MgO из-за ее способности хорошо реагировать с соляной кислотой желудочного сока назначают как средство при повышенной кислотности, она помогает убрать изжогу и выступает сорбентом. Оксид хрома (VI) CrO3 используется в восстановительной хирургии. Это вещество безвредно для человеческого организма.