- Взаимодействие оксидов с кислородом
- Закономерности изменения свойств оксидов
- Каталитическое горение аммиака |
- Классификация оксидов по химическим свойствами
- Оксид хрома(iii), химические свойства, получение
- Получение оксидов
- Способы получения
- Степень окисления (закись, окись, перекись)
- Таблица 1: температуры плавления и кипения некоторых оксидов (при давлении 101,3 кпа)
- Физические свойства оксидов
- Химические свойства
- Химические свойства оксидов
Взаимодействие оксидов с кислородом
Для того чтобы в заданиях реального ЕГЭ суметь ответить на вопрос, реагирует ли какой-либо оксид с кислородом (O2), прежде всего нужно запомнить, что оксиды, способные реагировать с кислородом (из тех, что могут попасться вам на самом экзамене) могут образовать только химические элементы из списка:
| углерод С, кремний Si, фосфор P, сера S, медь Cu, марганец Mn, железо Fe, хром Cr, азот N |
Встречающиеся в реальном ЕГЭ оксиды любых других химических элементов с кислородом реагировать не будут (!).
Для более наглядного удобного запоминания перечисленных выше списка элементов, на мой взгляд, удобна следующая иллюстрация:
Все химические элементы, способные образовывать оксиды, реагирующие с кислородом (из встречающегося на экзамене)
В первую очередь, среди перечисленных элементов следует рассмотреть азот N, т.к. отношение его оксидов к кислороду заметно отличается от оксидов остальных элементов приведенного выше списка.
Следует четко запомнить тот факт, что всего азот способен образовать пять оксидов, а именно:
N2O, NO, N2O3,NO2, N2O5
Из всех оксидов азота с кислородом может реагировать толькоNO. Данная реакция протекает очень легко при смешении NO как с чистым кислородом, так и с воздухом. При этом наблюдается быстрое изменение окраски газа с бесцветной (NO) на бурую (NO2):
| 2NO | O2 | = | 2NO2 | |
| бесцветный | бурый |
Для того чтобы дать ответ на вопрос — реагирует ли с кислородом какой-либо оксид любого другого из перечисленных выше химических элементов (т.е. С,Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Cr) — прежде всего обязательно нужно запомнить их основные степени окисления (СО). Вот они:
| элемент | С | Si | P | S | Cu | Cr | Mn | Fe |
| его основные положительные СО | 2, 4 | 2, 4 | 3, 5 | 4, 6 | 1, 2 | 2, 3, 6 | 2, 4, 6, 7 | 2, 3, 6 |
Далее нужно запомнить тот факт, что из возможных оксидов указанных выше химических элементов, с кислородом будут реагировать только те, которые содержат элемент в минимальной, среди указанных выше, степени окисления. При этом степень окисления элемента повышается до ближайшего положительного значения из возможных:
| элемент | Отношение его оксидов к кислороду |
| С | Минимальная среди основных положительных степеней окисления углерода равна 2, а ближайшая к ней положительная — 4. Таким образом, с кислородом из оксидов C 2O и C 4O2реагирует только CO. При этом протекает реакция: 2C 2O O2=to=> 2C 4O2 CO2 O2 ≠ — реакция невозможна в принципе, т.к. 4 – высшая степень окисления углерода. |
| Si | Минимальная среди основных положительных степеней окисления кремния равна 2, а ближайшая к ней положительная — 4. Таким образом, с кислородом из оксидов Si 2O и Si 4O2 реагирует только SiO. Из-за некоторых особенностей оксидов SiO и SiO2 возможно окисление лишь части атомов кремния в оксиде Si 2O. Т.е. в результате его взаимодействия с кислородом, образуется смешанный оксид, содержащий как кремний в степени окисления 2, так и кремний в степени окисления 4, а именно Si2O3 (Si 2O·Si 4O2): 4Si 2O O2=to=> 2Si 2, 42O3(Si 2O·Si 4O2) SiO2 O2≠ — реакция невозможна в принципе, т.к. 4 – высшая степень окисления кремния. |
| P | Минимальная среди основных положительных степеней окисления фосфора равна 3, а ближайшая к нему положительная — 5. Таким образом, с кислородом из оксидов P 32O3 и P 52O5 реагирует только P2O3. При этом протекает реакция доокисления фосфора кислородом от степени окисления 3 до степени окисления 5: P 32O3 O2 =to=> P 52O5 P 52O5 O2 ≠ реакция невозможна в принципе, т.к. 5 – высшая степень окисления фосфора. |
| S | Минимальная среди основных положительных степеней окисления серы равна 4, а ближайшая к ней по значению положительная — 6. Таким образом, с кислородом из оксидов S 4O2, S 6O3реагирует только SO2. При этом протекает реакция: 2S 4O2 O2=to=> 2S 6O3 2S 6O3 O2≠ — реакция невозможна в принципе, т.к. 6 – высшая степень окисления серы. |
| Cu | Минимальная среди положительных степеней окисления меди равна 1, а ближайшая к ней по значению — положительная (и единственная) 2. Таким образом, с кислородом из оксидов Cu 12O, Cu 2O реагирует только Cu2O. При этом протекает реакция: 2Cu 12O O2=to=> 4Cu 2O CuO O2≠— реакция невозможна в принципе, т.к. 2 – высшая степень окисления меди. |
| Cr | Минимальная среди основных положительных степеней окисления хрома равна 2, а ближайшая к ней по значению положительная равна 3. Таким образом, с кислородом из оксидов Cr 2O, Cr 32O3и Cr 6O3 реагирует только CrO, при этом окисляясь кислородом до соседней (из возможных) положительной степени окисления, т.е. 3: 4Cr 2O O2=to=> 2Cr 32O3 Cr 32O3 O2≠ — реакция не протекает, несмотря на то что существует оксид хрома и в большей, чем 3, степени окисления (Cr 6O3). Невозможность протекания данной реакции связана с тем, что требуемый для ее гипотетического осуществления нагрев сильно превышает температуру разложения оксида CrO3. Cr 6O3 O2≠ — данная реакция не может протекать в принципе, т.к. 6 – высшая степень окисления хрома. |
| Mn | Минимальная среди основных положительных степеней окисления марганца равна 2, а ближайшая к ней положительная — 4. Таким образом, с кислородом из возможных оксидов Mn 2O, Mn 4O2, Mn 6O3 и Mn 72O7 реагирует только MnO, при этом окисляясь кислородом до соседней (из возможных) положительной степени окисления, т.е. 4: 2Mn 2O O2 =to=> 2Mn 4O2 в то время, как: Mn 4O2 O2 ≠ и Mn 6O3 O2 ≠ — реакции не протекают, несмотря на то что существует оксид марганца Mn2O7, содержащий Mn в большей, чем 4 и 6, степени окисления. Связанно это с тем, что требуемый для дальнейшего гипотетического окисления оксидов Mn 4O2 и Mn 6O3 нагрев существенно превышает температуру разложения получаемых оксидов MnO3 и Mn2O7. Mn 72O7 O2≠ — данная реакция невозможна в принципе, т.к. 6 – высшая степень окисления хрома. |
| Fe | Минимальная среди основных положительных степеней окисления железа равна 2, а ближайшая к ней среди возможных — 3. Несмотря на то что для железа существует степень окисления 6, кислотного оксида FeO3, впрочем, как и соответствующей ему «железной» кислоты не существует. Таким образом, из оксидов железа с кислородом могут реагировать только те оксиды, которые содержат Fe в степени окисления 2. Это либо оксид Fe 2O, либо смешанный оксид железа Fe 2, 33O4 (железная окалина): 4Fe 2O O2=to=> 2Fe 32O3или 6Fe 2O O2=to=> 2Fe 2, 3O4 смешанный оксид Fe 2, 33O4 может быть доокислен до Fe 32O3: 4Fe 2, 33O4 O2=to=> 6Fe 32O3 Fe 32O3 O2≠ — протекание данной реакции невозможно в принципе, т.к. оксидов, содержащих железо в степени окисления выше, чем 3, не существует. |
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
| Оксид | Na2O | MgO | Al2O3 | SiO2 | P4O1023 | SO3 | Cl2O7 |
| Эффективный заряд δ0 | -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:
В)При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксидов и ослабевают основные:
Таблица 3: Зависимость кислотно-основных свойств от степени окисления металлов
Каталитическое горение аммиака |
— по своей сути является веществом, имеющим в составе окислительный дихромат-анион и и аммонийный катион восстановитель. Такие вещества, могут эффективно гореть без доступа воздуха, и поэтому зачастую применяются в качестве компонентов составов ракетного топлива или взрывчатых веществ. Сам по себе дихромат аммония разлагается по следующему уравнению:
•(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 4H2O N2
При протекании реакции объём реакционной массы сильно увеличивается, по причине образования высокопористого зеленого порошка оксида хрома III. Последний обладает отличными каталитическими свойствами. Это легко продемонстрировать, поместив горящий дихроматный вулканчик под стеклянный купол, наполненный газообразным аммиаком, который получают из нашатырного спирта и гидроокиси натрия, и собирают методом вытеснения воздуха. Аммиак поднимается вверх, так как он легче воздуха. При горении дихромата аммония в среде аммиака образующиеся брызги оксида хрома III раскаляются до красна, и на их поверхности происходит окисление аммиака по следующим уравнениям:
•4NH3 3O2 → 2N2 6H2O
•4NH3 5O2 → 4NO 6H2O
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.
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:
Оксид хрома(iii), химические свойства, получение
1
H
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
281
6d9 7s1
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Металлы
Неметаллы
Щелочные
Щелоч-зем
Благородные
Галогены
Халькогены
Полуметаллы
s-элементы
p-элементы
d-элементы
f-элементы
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
Получение оксидов
Oксиды образуются при взаимодействии простых и сложных веществ с кислородом:4Аl 3O2 = 2Аl2O3; Si O2 = SiO2;SiH4 2O2 = SiO2 2Н2O; 2Н2S 3O2 = 2SO2 2Н2O.
В реакциях с простыми веществами из одних оксидов могут получаться другие оксиды:Fe2O3 С = 2FeO СО; 2CuO Н2 = Сu2O Н2O.
Oксиды образуются при разложении некоторых сложных веществ, обычно при нагревании:СаСO3 = СаО СO2; 2Аl(ОН)3 = Аl2O3 3Н2O.
Способы получения
Оксид хрома (III) можно получить различными методами:
1. Термическим разложением гидроксида хрома (III):
2Cr(OH)3 → Cr2O3 3H2O
2. Разложением дихромата аммония:
(NH4)2C2O7 → Cr2O3 N2 4H2O
3. Восстановлением дихромата калия углеродом (коксом) или серой:
2K2Cr2O7 3C → 2Cr2O3 2K2CO3 CO2
K2Cr2O7 S → Cr2O3 K2SO4
Степень окисления (закись, окись, перекись)
Степень окисления (окислительное число) — вспомогательная условная величина для записи процессов окисления, восстановления и окислительно-восстановительных реакций. Она указывает на состояние окисления отдельного атома молекулы и представляет собой лишь удобный метод учёта переноса электронов: она не является истинным зарядом атома в молекуле.
Степень окисления атома любого элемента в свободном (несвязанном) состоянии (простое вещество) равна нулю, так, например, атомы в молекулах имеют нулевую степень окисления. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в формуле нейтрального соединения всегда равна нулю.
Степень окисления кислорода равна −2 во всех соединениях, где кислород не образует простой ковалентной связи O—O, то есть в подавляющем большинстве соединений — оксидах. Так, степень окисления кислорода в абсолютном большинстве случаев равна −2 (H2O, H2SO4, NO, CO2 и CH3OH), но в пероксиде водорода (H2O2 или HO—OH), она равна −1.
Закись — низшая степень окисления. Соединение элементов низкой степени окисления с кислородом. Пример: Cu2O — закись меди, оксид меди(I).
Окись — промежуточная степень окисления. Соединение элементов средней степени окисления с кислородом. Пример: СО — окись углерода (бытовое название: угарный газ), оксид углерода (II), монооксид углерода.
Перекись — высшая степень окисления вещества. Соединение элементов высокой степени окисления с кислородом. Пример: Н2О2 — перекись водорода, пероксид водорода (НЕ оксид !)
Пероксиды (перекиси) — соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой (O—O), называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидов. Пероксиды легко выделяют кислород. Для неорганических веществ рекомендуется использовать термин пероксид, для органических веществ и сегодня в русском языке часто используют термин перекись.
Пероксиды многих органических веществ взрывоопасны. Наиболее известна ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА (HO—OH) — жидкость, состоящая из водорода и кислорода, обычно продается в водных растворах. Раствор перекиси водорода используется как отбеливающие и дезинфицирующие средство. Концентрированная перекись водорода — опасное взрывчатое вещество и используется как окислитель для ракетного топлива.
Таблица 1: температуры плавления и кипения некоторых оксидов (при давлении 101,3 кпа)
| CO2 | CO | SO2 | ClO2 | SO2 | Cl2O7 | H2O | |
| Tплавления,⁰C | -78 (Tвозгонки) | -205 | -75,46 | -59 | -16,8 | -93,4 | 0 |
| Tкипения, ⁰C | -191,5 | -10,1 | 9,7 | 44,8 | 87 | 100 |
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.
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 ионнойили 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).
Химические свойства
Оксид хрома (III) – типичный амфотерный оксид. При этом оксид химически довольно инертен. В высокодисперсном состоянии с трудом взаимодействует с кислотами и щелочами.
1. При сплавлении оксида хрома (III) с основными оксидами активных металлов образуются соли-хромиты.
Например, оксид хрома (III) взаимодействует с оксидом натрия:
https://www.youtube.com/watch?v=playlist
Na2O Cr2O3 → 2NaCrO2
2.Оксид хрома (III) взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—хромиты, а в растворе реакция практически не идет. При этом оксид хрома (III) проявляет кислотные свойства.
Например, оксид хрома (III) взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием хромита натрия и воды:
2NaOH Cr2O3 → 2NaCrO2 H2O
3. Оксид хрома (III) не взаимодействует с водой.
4. Оксид хрома (III) проявляет слабые восстановительные свойства. В щелочных расплавах окислителей окисляется до соединений хрома (VI).
Например, оксид хрома (III) взаимодействует с нитратом калия в щелочной среде:
Cr2O3 3KNO3 4KOH → 2K2CrO4 3KNO2 2H2O
Оксид хрома (III) окисляется бромом в присутствии гидроксида натрия:
Cr2O3 3Br2 10NaOH → 2Na2CrO4 6NaBr 5H2O
Озоном или кислородом:
Сr2O3 O3 4KOH → 2K2CrO4 2H2O
Cr2O3 3O2 4Na2CO3 → 2Na2CrO4 4CO2
Нитраты и хлораты в расплаве щелочи также окисляют оксид хрома (III):
Сr2O3 3NaNO3 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 2CO2 3NaNO2
Cr2O3 KClO3 2Na2CO3 → 2Na2CrO4 KCl 2CO2
5.Оксид хрома (III) в высокодисперсном состоянии при сильном нагревании взаимодействует с сильными кислотами.
Например, оксид хрома (III) реагирует с серной кислотой:
Cr2O3 3H2SO4 → Cr2(SO4)3 3H2O
6. Оксид хрома (III) проявляет слабые окислительные свойства при взаимодействии с более активными металлами.
Например, оксид хрома (III) реагирует с алюминием (термит):
2Al Cr2O3 → Al2O3 2Cr
Реакция очень экзотермическая, сопровождается выделением большого количества света:
Химические свойства оксидов
1. При разложении (при нагревании) неустойчивых оксидов – оксида серебра Ag2O и оксида ртути (II) HgO – образуется соответствующий металл и кислород:2Ag2O = 4Ag O2 ↑, 2HgO = 2Hg O2 ↑.
2. Некоторые oксиды при нагревании образуют другие оксиды. Так, из красного оксида хрома (VI) получается зеленый оксид хрома (III): 4СrO3 = 2Сr2O3 3O2 ↑.
3. Некоторые oксиды металлов и неметаллов реагируют с водой:СаО Н2O = Са(ОН)2, SO3 Н2O = Н2SO4.
4. Oксиды металлов обычно реагируют с оксидами неметаллов:СаО SO2 = CaSO3, MgO СO2 = MgCO3.
Реакции оксидов с основаниями, кислотами и солями будут рассмотрены позже.