Оксиды: классификация и химические свойства

Основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие оксиды, их номенклатура, получение и химические свойства с уравнениями реакций

Определение и номенклатура оксидов

Оксидами называют бинарные соединения химического элемента с кислородом, в которых атомы кислорода имеют степень окисления −2 и связаны только с атомами другого элемента (но не друг с другом, иначе это уже пероксиды). Общая формула оксидов — ЭₓOᵧ. Название оксида строится по общему правилу для бинарных соединений: «оксид + название элемента в родительном падеже», а если элемент проявляет переменную степень окисления, в скобках римской цифрой указывают её значение: Na₂O — оксид натрия, CO — оксид углерода(II), CO₂ — оксид углерода(IV), Fe₂O₃ — оксид железа(III).

Классификация оксидов по химическому характеру

По химическим свойствам, то есть по способности реагировать с кислотами и/или основаниями, все оксиды делят на четыре группы: основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие (безразличные). Эта классификация тесно связана с положением элемента в Периодической системе и со степенью окисления элемента в оксиде: чем выше степень окисления элемента и чем правее и выше в таблице расположен элемент, тем более выражен кислотный характер его оксида; чем ниже степень окисления и чем левее и ниже расположен элемент, тем более выражен основной характер.

Основные оксиды

Основные оксиды образованы типичными металлами, обычно в низших степенях окисления (+1, +2, реже +3 у некоторых металлов), и им соответствуют основания. Примеры: Na₂O (соответствует NaOH), CaO (соответствует Ca(OH)₂), FeO (соответствует Fe(OH)₂). Химические свойства основных оксидов:

1) Взаимодействие с водой (только для оксидов активных металлов — щелочных и щёлочноземельных, кроме MgO и BeO) с образованием щёлочи:

$C a O + H_{2} O \to C a {(O H)}_{2}$

2) Взаимодействие с кислотами с образованием соли и воды (эта реакция характерна для всех основных оксидов, независимо от растворимости в воде):

$C u O + 2 H C l \to {C u C l}_{2} + H_{2} O$

3) Взаимодействие с кислотными оксидами с образованием соли:

$C a O + {C O}_{2} \to {C a C O}_{3}$

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды (ангидриды кислот) образованы неметаллами или металлами в высоких степенях окисления (+5, +6, +7), и им соответствуют кислоты. Примеры: SO₃ (соответствует H₂SO₄), CO₂ (соответствует H₂CO₃), P₂O₅ (соответствует H₃PO₄), CrO₃ (соответствует H₂CrO₄, хотя хром — металл, но в высшей степени окисления +6 его оксид проявляет кислотные свойства). Химические свойства кислотных оксидов:

1) Взаимодействие с водой с образованием кислоты (кроме SiO₂, который с водой не реагирует):

${S O}_{3} + H_{2} O \to H_{2} {S O}_{4}$

2) Взаимодействие со щелочами с образованием соли и воды:

${C O}_{2} + 2 N a O H \to {N a}_{2} {C O}_{3} + H_{2} O$

3) Взаимодействие с основными оксидами с образованием соли (см. выше пример CaO + CO₂).

Амфотерные оксиды

Амфотерные оксиды проявляют двойственный характер: реагируют и с кислотами (как основные), и со щелочами (как кислотные), поскольку соответствующие им гидроксиды тоже амфотерны. К типичным амфотерным оксидам относятся: ZnO, Al₂O₃, BeO, Cr₂O₃, SnO, PbO, Fe₂O₃ (в некоторых реакциях). Реакция с кислотой:

$Z n O + 2 H C l \to {Z n C l}_{2} + H_{2} O$

Реакция со щёлочью (в растворе образуется комплексная соль, при сплавлении — обычная соль):

$Z n O + 2 N a O H + H_{2} O \to {N a}_{2} [Z n {(O H)}_{4}]$

$Z n O + 2 N a O H \to (с п л а в л е н и е) {N a}_{2} {Z n O}_{2} + H_{2} O$

С водой амфотерные оксиды практически не реагируют (соответствующие им гидроксиды нерастворимы в воде).

Несолеобразующие оксиды

Несолеобразующие (безразличные) оксиды не проявляют ни кислотных, ни основных, ни амфотерных свойств и не образуют солей при взаимодействии с кислотами и щелочами. К ним относят оксиды неметаллов в низких степенях окисления: CO (оксид углерода(II), угарный газ), NO (оксид азота(II)), N₂O (оксид азота(I), «веселящий газ»), SiO (нестабилен). Эти оксиды не реагируют с водой, кислотами и щелочами при обычных условиях (хотя могут вступать в другие химические реакции, например CO горит и является сильным восстановителем).

Тип оксида	Образован элементом	Примеры и соответствующие гидроксиды
`Основный`	`типичным металлом в низкой СО`	`Na₂O→NaOH; CaO→Ca(OH)₂`
`Кислотный`	`неметаллом или металлом в высокой СО`	`SO₃→H₂SO₄; P₂O₅→H₃PO₄`
`Амфотерный`	`переходным металлом в промежуточной СО`	`ZnO→Zn(OH)₂; Al₂O₃→Al(OH)₃`
`Несолеобразующий`	`неметаллом в очень низкой СО`	`CO, NO, N₂O — солей не образуют`

Способы получения оксидов

Основные лабораторные и промышленные способы получения оксидов: 1) горение простых веществ в кислороде: 4P + 5O₂ → 2P₂O₅; 2) разложение нерастворимых оснований при нагревании: Cu(OH)₂ →(t°) CuO + H₂O; 3) разложение некоторых кислот: H₂SiO₃ →(t°) SiO₂ + H₂O; 4) разложение солей кислородсодержащих кислот (карбонатов, нитратов) при прокаливании:

${C a C O}_{3} \to (t °) C a O + {C O}_{2}$

5) горение сложных веществ (например, органических соединений, сульфидов): 2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂ — эта реакция называется обжигом сульфидных руд и широко используется в металлургии.

Пример 1: цепочка реакций с оксидом

Условие. Оксид кальция массой 5,6 г полностью прореагировал с необходимым количеством соляной кислоты. Вычислите массу образовавшейся соли.

Решение. Запишем уравнение реакции: CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O. Найдём количество вещества оксида кальция (M(CaO)=40 г/моль):

$n (C a O) = \frac{m}{M} = \frac{5,6}{40} = 0,14 м о л ь$

По уравнению реакции количество вещества CaCl₂, образовавшегося из CaO, равно количеству вещества CaO (коэффициенты 1:1): n(CaCl₂) = 0,14 моль. Молярная масса CaCl₂ = 40 + 2·35,5 = 111 г/моль. Находим массу соли:

$m ({C a C l}_{2}) = n \cdot M = 0,14 \cdot 111 = 15,54 г$

Ответ: m(CaCl₂) = 15,54 г.

Пример 2: амфотерный оксид в реакции со щёлочью

Условие. Составьте уравнение реакции оксида алюминия с избытком раствора гидроксида натрия и укажите продукт реакции.

Решение. Оксид алюминия Al₂O₃ — амфотерный, поэтому реагирует со щёлочью. В водном растворе (в отличие от сплавления) продуктом является комплексная соль — тетрагидроксоалюминат натрия:

${A l}_{2} O_{3} + 2 N a O H + {3 H}_{2} O \to 2 N a [A l {(O H)}_{4}]$

Ответ: продукт реакции — тетрагидроксоалюминат натрия Na[Al(OH)₄]; уравнение сбалансировано (2 атома Al, 2 атома Na, баланс по кислороду и водороду проверяется отдельно и сходится).

Типичные ошибки

Частая ошибка — считать, что все оксиды реагируют с водой: на самом деле с водой реагируют только оксиды активных металлов (щелочных и щёлочноземельных, кроме MgO и BeO) и большинство кислотных оксидов (кроме SiO₂); амфотерные и несолеобразующие оксиды с водой не реагируют. Другая ошибка — забывать о двойственной природе амфотерных оксидов и записывать для них реакцию только с одним типом реагента. Также часто путают несолеобразующие оксиды с оксидами, которые просто нерастворимы в воде (например, ZnO не реагирует с водой, но является амфотерным и образует соли с кислотами и щелочами, а вот CO — истинно несолеобразующий оксид, не реагирующий ни с кислотами, ни со щелочами).

Краткий словарь терминов

Оксид — бинарное соединение элемента с кислородом в степени окисления −2.

Основный оксид — оксид, которому соответствует основание; реагирует с кислотами.

Кислотный оксид (ангидрид) — оксид, которому соответствует кислота; реагирует со щелочами.

Амфотерный оксид — оксид, реагирующий и с кислотами, и со щелочами.

Несолеобразующий оксид — оксид, не образующий солей при взаимодействии с кислотами и щелочами.

Заключение

Оксиды — один из важнейших классов неорганических соединений, их химический характер (основный, кислотный, амфотерный или несолеобразующий) закономерно связан со степенью окисления и положением образующего их элемента в Периодической системе. Знание свойств каждой группы оксидов — фундамент для понимания свойств соответствующих им гидроксидов (оснований и кислот), которые рассматриваются в следующей статье.