Основні оксиди в хімії - малюнок

Основні оксиди в хімії — будова, класифікація, приклади



Найпоширеніші на планеті неорганічні речовини — це сполуки кисню. Головні з них, вода і вуглекислий газ, складають основу атмосфери і гідросфери планети та беруть участь в життєво важливому процесі фотосинтезу рослин.

Безліч таких сполук зустрічається і в літосфері.

Красиві кристали кварцу та інших мінералів, гірські і рудні породи, звичайний пісок і іржа — все це кислотні або основні оксиди.

Оксиди - визначення

Загальні відомості

У 1775 році французький хімік Лавуазьє правильно розтлумачив результати дослідів Д. Прістлі. Він зрозумів, що газ, що підтримує горіння в герметичній посудині, – це не частина повітря, а новий хімічний елемент. Лавуазьє назвав його оксигеном, що в перекладі з грецької означає «утворює кислоти», оскільки думав, що новий елемент входить в усі кислоти. Однак така теорія не була вірною. Назва “кисень” – це свого роду калька з французької, введена Ломоносовим.

Кисень – це газ без кольору, запаху і смаку. При сильному охолодженні він перетворюється спочатку в блакитну рідину, а потім — в кристали синього кольору. Має валентність 2 і сім ступенів окислення в залежності від речовини, з яким взаємодіє.

Ступеня окислення для різних сполук:

  • оксиди – [-2];
  • пероксиди – [-1];
  • суперокисли або надперокисли — [ -½ ];
  • озоніди (озон) — [-1/3];
  • солі [О+] – [+½ ];
  • монофторид кисню – [+1];
  • дифторид кисню – [+2].

Загальна формула оксидів

Утворення оксидів

Бінарне з’єднання кисню в ступені окислення -2 з іншим хімічним елементом називається оксидом або окисом. Оксиди існують або були отримані від усіх хімічних елементів, крім аргону, неону та гелію.

Тільки фтор не може утворити окис, оскільки його електронегативність вище, ніж у кисню. Його сполуки називаються фторидами.

Утворюються оксиди як при безпосередньому вступі кисню в реакцію з іншим хімічним елементом, так і при непрямій взаємодії — в результаті розкладання кислот, солей і основ.

Найпростіший спосіб отримання оксиду – це спалювання речовини в кисні. Формули оксидів можна визначити виходячи зі значень валентності кисню і другої хімічної речовини, а номенклатура назв утворюється за схемою:

Слово оксид.

  • До нього додається назва другого елемента в родовому відмінку.
  • Якщо елемент має кілька ступенів окислення, то поруч в дужках римськими цифрами ставиться потрібний ступінь окислення.
  • Наприклад, Mn2O7 – оксид марганцю (VII). Допускається назва за кількістю атомів кисню – монооксид, діоксид і т. п. Також широко поширені і назви, що склалися історично.

Всі чинні оксиди поділяються на солетворні  та несолетворні. Останні є оксидами неметалів, які не мають відповідних гідроксидів. Таких сполук небагато, до них відносяться оксиди одно- і двовалентних неметалів — вода H2O, токсичні гази, монооксид вуглецю C0 і оксид азоту (II) NO, «веселящий газ» N2O, з’єднання з киснем сірки і кремнію. ​

Вони досить інертні, якщо і взаємодіють з іншими речовинами, то солей не утворюють. Наприклад, при розчиненні у воді N2O і SO2 утворюється сірчана кислота та виділяється азот.

Назви оксидів

Класифікація солетворних сполук

У хімії сполуки з киснем поділяють за характером їх відповідності основам, кислотам і амфотерних утворень. Якщо метал, що утворює формулу з киснем, має кілька ступенів окислення, то:

  • проміжне значення буде у амфотерного;
  • найбільше — у кислотного;
  • найнижче — у основного з’єднання.

До основних оксидів відносяться сполуки металів, ступінь окислення яких дорівнює +1 або +2. Їм відповідають гідроксиди, що належать до класу основ. Реагують з кислотами, в результаті чого утворюється сіль і вода. У періодичній системі посилення основних характеристик спостерігається в головних підгрупах зверху вниз.

Список основних оксидів:

  • Na2O – окис натрію, безбарвна кристалічна речовина, застосовується у вигляді реактиву і як сировина для отримання гідроксиду натрію.
  • K2O – твердий, рідше м’який, матеріал світло-жовтого кольору, що входить до складу деяких видів добрив і цементів. Хімічно дуже активна речовина, на повітрі відразу поглинає вуглекислий газ, переходячи в карбонат калію, реагує зі спиртом, ефіром, сіркою, галогенами.
  • CuO – нерозчинний у воді чорний порошок, який можна отримати різними способами, наприклад, нагріваючи малахіт. Застосовується у виробництві скла і емалей. Вступаючи в реакцію забарвлює їх в зелений або синій колір.
  • CaO – негашене вапно, утворюється з вапняку. Являє собою білу кристалічну речовину, яка широко використовується в будівництві.
  • FeO – тверді кристали чорного кольору, в природі зустрічаються у вигляді мінералу вюстіта. Використовуються як харчовий барвник Е172, при виробництві чавуну і в якості фарбувального компонента в кераміці і мінеральних фарбах.
  • BaO – Безбарвний отруйний порошок, при сильному нагріванні з киснем переходить в пероксид.
  • HgO – червона або помаранчева речовина, дуже отруйна і нестійка. У природі зустрічається тільки в рідкісному мінералі монтроідиті. При дослідах з оксидом ртуті і був відкритий кисень.
  • MgO – палена магнезія, з якої складається мінерал периклаз. Має коефіцієнт відбиття світла одиницю, тобто є абсолютним відбивачем і може бути еталоном білого кольору.

До кислотних або ангідридів відносяться оксиди неметалів і металів зі ступенем окислення більше +5.

Оскільки в них хімічні елементи знаходяться у вищій мірі активності, їх ще називають вищими. Кислотні властивості таких сполук підвищуються в міру просування по таблиці Менделєєва зліва направо, оскільки збільшується позитивний заряд іонів елемента зі зростанням номера періоду.

Ангідриди відповідають гідроксидам, що належать до кислот. Вони можуть розчинятися в лугах, утворюючи при цьому сіль і воду. Деякі вступають в реакцію з водою. Типові представники кислотних оксидів: SO2, SO3, CrO3, P2O5, Cl2O7, Mn2O7.

Метали, які можуть мати ступінь окислення +2, +3, +4, утворюють з киснем амфотерні сполуки, що проявляють то кислотні, то основні властивості в залежності від умов хімічної реакції. До них відносяться Fe2O3, Cr2O3, Al2O3, ZnO, BeO і MnO2.

Хімічні властивості оксидів

Фізичні та хімічні властивості оксидів

Властивості оксидів фізичного характеру визначаються структурою їх будови. Оксидам металів притаманна іонна будова, що визначає і їх властивості. Найчастіше – це тверді речовини найрізноманітніших забарвлень. Вони не розчиняються у воді, за винятком сполук лужних і лужноземельних металів. Мають високі температури кипіння і плавлення. Інші властивості визначаються їх складом.

Речовини, утворені неметалічними елементами, найчастіше мають молекулярний вигляд будови і більш різноманітні за агрегатним станом — зустрічаються рідкі, газоподібні і тверді оксиди.

До рідин відносяться:

  • вода;
  • азотистий ангідрид N203 синього кольору;
  • безбарвний і токсичний триоксид сірки S03;
  • зеленувато-бурий або червоний Mn207;
  • дихлорогептаоксид Cl207.

Оксиди сірки, вуглецю та азоту при нормальних умовах знаходяться в газоподібному стані. Головні хімічні властивості основних оксидів:

  • Здатність реагувати з водою до утворення лугу. Відома реакція гасіння вапна – CaO швидко і з тепловіддачею реагує з водою, перетворюючись в гідроксид кальцію або гашене вапно.
  • Хімічна взаємодія між оксидами і кислотами призводять до утворення солі і води. Якщо вапно змішати з сірчаною кислотою, то вийде CaSO4, простіше кажучи — гіпс.
  • Вступ в реакцію з кислотними оксидами до отримання солі. При взаємодії вапна з вуглекислим газом утворюється CaCO3, тобто звичайна крейда.

Різні сполуки мають і унікальні властивості. CuO при сплаві з основами, тобто коли суміш речовин додатково нагрівають, утворює купрати (подвійні солі міді та іншого металу). Це говорить про слабковиражені амфотерні властивості окису міді.

Також вона досить добре відновлюється до металевого стану аміаком, вугіллям і воднем.

FeO розпадається при середньому нагріванні, але якщо продовжувати підіймати температуру, то утвориться оксид Fe3O4 і залізо. Може вступати в реакцію з сірководнем і відновлюватися воднем і коксом. BaO при нагріванні до 600 градусів переходить в пероксид барію і може відновитися до металу при підвищенні температури з цинком, магнієм і кремнієм.

Кислотні оксиди також добре реагують з водою, взаємодіють з основами і основними оксидами.

Вуглекислий газ, розчиняючись у воді, утворює слабку вугільну кислоту, її застосовують для газування води, при цьому відбувається зворотна реакція. Діоксид вуглецю, вступаючи в реакцію з їдким натром NaOH, утворює сіль вугільної кислоти, відому в побуті як кальцинована сода. З вуглекислого газу утворюється і так звана гірка сіль MgCO3, для цього потрібно з’єднати CO2 і MgO.

Амфотерні оксиди вступають в хімічні реакції і з кислотами, і з основами. При взаємодії з лугами часто утворюються солі подвійних металів.

Класифікація оксидів

Галузь застосування оксидів

Оксиди дуже широко застосовуються в побуті, промисловості, медицині та інших областях. Вода H2O – джерело життя на Землі. Гематит або червоний залізняк Fe2O3 використовують для пігментації червоних фарб, а магнетит або магнітний залізняк Fe3O4 — в металургії і для виготовлення електродів, оскільки він добре проводить електричний струм.

Негашене вапно застосовується в будівництві та побуті для боротьби зі шкідниками деревини. Дрібні кристали корунду Al2O3 наносять на наждачний папір для створення хорошого шліфувального ефекту. Великі використовують у виготовленні штучних рубінів і сапфірів для ювелірних виробів і годинників.

Нанесення оксиду заліза (II) на сталь називається воронінням або чорнінням.

З’єднання утворює міцний тонкий шар на поверхні. Регулюючи його товщину, можна отримати так звані кольори побіглості — плівки, що змінюють свій колір в райдужному спектрі. Цю властивість використовують в технології нанесення кольорових малюнків на сталь.

Вуглекислий газ CO2 використовують і в твердому, і в рідкому вигляді. У харчовій промисловості його застосовують при виготовленні різноманітних газованих напоїв, соди, цукру. У вигляді сухого льоду він використовується для сильного охолодження продуктів і матеріалів. Рідкою вуглекислотою наповнюють вогнегасники.

Схема хімічних властивостей оксидів

Широке застосування отримав сірчистий газ SO2. Його використовують в хімічній промисловості для виробництва сірчаної кислоти. Здатність сірчистого газу вбивати мікроорганізми і цвіль дозволила використовувати його для дезінфекції підвалів, льохів, складських приміщень, а також для зберігання і перевезення фруктів і ягід.

Оксид кремнію (IV) SiO2 — тугоплавка і тверда речовина. Зустрічається в природі в кристалічному і аморфному стані. Кристалічний кремнезем – це мінерали кварцу у вигляді халцедону, агату, яшми, гірського кришталю. Кварцовий пісок використовують для виготовлення скла, бетону та цегли. Напівкоштовні камені обробляють ювеліри, особливо красиво кристали виглядають при використанні одночасно з SiO2 оксиду свинцю PbO.

Аморфний кремнезем називається опалом і описується формулою SiO2 ∙ nH2O. З нього роблять прикраси, хімічний посуд, кварцові лампи. З’єднання, що мають стійкий колір, використовують для пігментації стекол і фарб. CO2O3 надає матеріалам синій, Cr2O3 —зелений, ZnO — білий, MnO2 — рожевий колір.

Оксид цинку знайшов і медичне застосування. Його додають в маски і креми, підсушують рани при шкірних захворювання. Палену магнезію MgO, через її здатності добре реагувати з соляною кислотою шлункового соку, призначають як засіб при підвищеній кислотності, вона допомагає прибрати печію і виступає сорбентом. Оксид хрому (VI) CrO3 використовується у відновній хірургії. Ця речовина нешкідлива для людського організму.

Leave a Reply

Ваша e-mail адреса не оприлюднюватиметься. Обов’язкові поля позначені *