Физические и химические свойства оксидов. Химические свойства солеобразующих оксидов

Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды СО, SiO, N 2 0, NO.

Солеобразующие оксиды:

Основные. Оксиды, гидраты которых являются основания ми. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na 2 O - оксид натрия, СаО - оксид кальция, CuO - оксид меди (II), СоО - оксид кобальта (II), Bi 2 O 3 - оксид висмута (III), Mn 2 O 3 - оксид марганца (III).

Амфотерные. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl 2 O 3 - оксид алюминия, Cr 2 O 3 - оксид хрома (III), SnO 2 - оксид олова (IV), МnO 2 - оксид марганца (IV), ZnO - оксид цинка, ВеО - оксид бериллия.

Кислотные. Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов. Примеры: Р 2 О 3 - оксид фосфора (III), СO 2 - оксид углерода (IV), N 2 O 5 - оксид азота (V), SO 3 - оксид серы (VI), Cl 2 O 7 - оксид хлора (VII). Оксиды металлов со степенями окисления +5, +6 и +7. Примеры: Sb 2 O 5 - оксид сурьмы (V). СrОз - оксид хрома (VI), МnОз - оксид марганца (VI), Мn 2 O 7 - оксид марганца (VII).

Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла

Физические свойства

Оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные, различного цвета. Например: оксид меди (II) CuO черного цвета, оксид кальция СаО белого цвета - твердые вещества. Оксид серы (VI) SO 3 - бесцветная летучая жидкость, а оксид углерода (IV) СО 2 - бесцветный газ при обычных условиях.

Агрегатное состояние

CaO, СuО, Li 2 O и др. основные оксиды; ZnO, Аl 2 O 3 , Сr 2 O 3 и др. амфотерные оксиды; SiO 2 , Р 2 O 5 , СrO 3 и др. кислотные оксиды.

SO 3 , Cl 2 O 7 , Мn 2 O 7 и др..

Газообразные:

CO 2 , SO 2 , N 2 O, NO, NO 2 и др..

Растворимость в воде

Растворимые:

а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов;

б) практически все кислотные оксиды (исключение: SiO 2).

Нерастворимые:

а) все остальные основные оксиды;

б) все амфотерные оксиды

Химические свойства

1. Кислотно-основные свойства

Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:

(только для оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) (кроме SiO 2).

Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:

2. Окислительно - восстановительные свойства

Если элемент имеет переменную степень окисления (с. о.), то его оксиды с низкими с. о. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими с. о. - окислительные.

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:

Окисление оксидов с низкими с. о. до оксидов с высокими с. о. элементов.

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3

2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2

Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из их оксидов и водород из воды.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей:

Восстановление оксидов с высокими с о. элементов до оксидов с низкими с. о. или до простых веществ.

C +4 O 2 + C = 2C +2 O

2S +6 O 3 + H 2 S = 4S +4 O 2 + H 2 O

C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Использование оксидов малоактивных металлов дпя окисления органических веществ.

Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную с. о., способны к диспропорционированию;

например:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Способы получения

1. Взаимодействие простых веществ - металлов и неметаллов - с кислородом:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Cu + O 2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Разложение некоторых солей:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Окисление сложных веществ кислородом:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

5.Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:

Cu + H 2 SO 4 (конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (конц) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

2HNO 3 (разб) + S = H 2 SO 4 + 2NO

6. Взаимопревращения оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).

Оксиды - это бинарные соединения элемента с кислородом, находящимся в степени окисления (-2). Оксиды являются характеристическими соединениями для химических элементов . Неслучайно Д.И. Менделеев при составлении периодической таблицы ориентировался на стехиометрию высшего оксида и объединял в одну группу элементы с одинаковой формулой высшего оксида. Высший оксид - это оксид, в котором элемент присоединил максимально возможное для него количество кислородных атомов. В высшем оксиде элемент находится в своей максимальной (высшей) степени окисления. Так, высшие оксиды элементов VI группы, как неметаллов S, Se, Te, так и металлов Cr, Mo, W, описываются одинаковой формулой ЭО 3 . Все элементы группы проявляют наибольшее сходство именно в высшей степени окисления. Так, например, все высшие оксиды элементов VI группы - кислотные.

Оксиды - это самые распространенные соединения в металлургических технологиях .

Многие металлы находятся в земной коре в виде оксидов . Из природных оксидов получают такие важные металлы, как Fe, Mn, Sn, Cr.

В таблице приведены примеры природных оксидов, используемых для получения металлов.

Ме	Оксид	Минерал
Fe	Fe 2 O 3 и Fe 3 O 4	Гематит и магнетит
Mn	MnO 2	пиролюзит
Cr	FeO . Cr 2 O 3	хромит
Ti	TiO 2 и FeO . TiO 2	Рутил и ильменит
Sn	SnO 2	Касситерит

Оксиды являются целевыми соединениями в ряде металлургических технологий . Природные соединения предварительно переводят в оксиды, из которых затем восстанавливают металл. Например, природные сульфиды Zn, Ni, Co, Pb, Mo обжигают, превращая в оксиды.

2ZnS + 3O 2 = 2 ZnO + 2SO 2

Природные гидроксиды и карбонаты подвергают термическому разложению, приводящему к образованию оксида.

2MeOOH = Me 2 O 3 + H 2 O

MeCO 3 = MeO + CO 2

Кроме того, поскольку металлы, находясь в окружающей среде, окисляются кислородом воздуха, а при высоких температурах, характерных для многих металлургических производств, окисление металлов усиливается, необходимы знания о свойствах получаемых оксидов.

Приведенные выше причины объясняют, почему при обсуждении химии металлов оксидам уделяется особое внимание.

Среди химических элементов металлов - 85, и многие металлы имеют не по одному оксиду, поэтому класс оксидов включает огромное количество соединений, и эта многочисленность делает обзор их свойств непростой задачей. Тем не менее, постарается выявить:

• общие свойства, присущие всем оксидам металлов,
• закономерности в изменениях их свойств,
• выявим химические свойства оксидов, наиболее широко используемых в металлургии,
• приведем некоторые из важных физических характеристик оксидов металлов.

Оксиды металлов различаются стехиометрическим соотношением атомов металла и кислорода . Эти стехиометрические соотношения определяют степень окисления металла в оксиде.

В таблице приведены стехиометрические формулы оксидов металлов в зависимости от степени окисления металла и указано, какие именно металлы способны образовывать оксиды данного стехиометрического типа.

Помимо таких оксидов, которые в общем случае могут быть описаны формулой МеО Х/2 , где Х - это степень окисления металла, существуют также оксиды, содержащие металл в разных степенях окисления, например, Fe 3 O 4 , а также, так называемые, смешанные оксиды, например, FeO . Cr 2 O 3 .

Не все оксиды металлов имеют постоянный состав, известны оксиды переменного состава, например, TiOx, где x = 0,88 - 1,20; FeOx, где x = 1,04 - 1,12 и др.

Оксиды s-металлов имеют только по одному оксиду. Металлы p- и d- блоков, как правило, имеют несколько оксидов, исключение Al, Ga, In и d-элементы 3 и 12 групп.

Оксиды типа MeO и Ме 2 О 3 образуют почти все d-металлы 4 периода . Для большинства d-металлов 5 и 6 периодов характерны оксиды, в которых металл, находится в высоких степенях окисления ³ 4 . Оксиды типа МеО, образуют только Cd, Hg и Pd; типа Me 2 O 3 , помимо Y и La, образуют Au, Rh; серебро и золото образуют оксиды типа Ме 2 O.

Стехиометрические типы оксидов металлов

Степень окисления	Тип оксида	Металлы, образующие оксид
+1	Me 2 O	Металлы 1 и 11 групп
+2	MeO	Все d -металлы 4 периода (кроме Sc), все металлы 2 и 12 групп , а также Sn, Pb; Cd, Hg и Pd
+3	Me 2 O 3	Почти все d -металлы 4 периода (кроме Cu и Zn), все металлы 3 и 13 групп , Au, Rh
+4	MeO 2	Металлы 4 и 14 групп и многие другие d-металлы: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, Pt
+5	Me 2 O 5	Металлы 5 и 1 5 групп
+6	MeO 3	Металлы 6 группы
+7	Me 2 O 7	Металлы 7 группы
+8	MeO 4	Os и Ru

Структура оксидов

Подавляющее большинство оксидов металлов при обычных условиях - это твердые кристаллические вещества. Исключение - кислотный оксид Mn 2 O 7 (это жидкость темно-зеленого цвета). Лишь очень немногие кристаллы кислотных оксидов металлов имеют молекулярную структуру, это кислотные оксиды с металлом в очень высокой степени окисления: RuO 4 , OsO4, Mn 2 O 7 , Tc 2 O 7 , Re 2 O 7 .

В самом общем виде структуру многих кристаллических оксидов металлов можно представить как регулярное трехмерное расположение кислородных атомов в пространстве, в пустотах между кислородными атомами находятся атомы металлов. Поскольку кислород - это очень электроотрицательный элемент, он перетягивает часть валентных электронов от атома металла, преобразуя его в катион, а сам кислород переходит в анионную форму и увеличивается в размерах за счет присоединения чужих электронов. Крупные кислородные анионы образуют кристаллическую решетку, а в пустотах между ними размещаются катионы металлов. Только в оксидах металлов, находящихся в небольшой степени окисления и отличающихся небольшим значение электроотрицательности, связь в оксидах можно рассматривать как ионную. Практически ионными являются оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. В большинстве оксидов металлов химическая связь оказывается промежуточной между ионной и ковалентной . С повышением степени окисления металла вклад ковалентной составляющей возрастает.

Кристаллические структуры оксидов металлов

Координационные числа металлов в оксидах

Металл в оксидах характеризуется не только степенью окисления, но и координационным числом , указывающим, какое количество кислородных атомов он координирует .

Очень распространенным в оксидах металлов является координационное число 6, в этом случае катион металла находится в центре октаэдра, образованного шестью кислородными атомами. Октаэдры так упаковываются в кристаллическую решетку, чтобы выдерживалось стехиометрическое соотношение атомов металла и кислорода. Так в кристаллической решетке оксида кальция, координационное число кальция равно 6. Кислородные октаэдры с катионом Ca 2+ в центре так объединяются между собой, что каждый кислород оказывается в окружении шести атомов кальция, т.е. кислород принадлежит одновременно 6 атомам кальция. Говорят, что такой кристалл имеет координацию (6, 6). Первым указывается координационное число катиона, а вторым аниона. Таким образом формулу оксида СаО следовало бы записать
СаО 6/6 ≡ СаО.
В оксиде TiO 2 металл также находится в октаэдрическом окружении кислородных атомов, часть кислородных атомов соединяется противоположными ребрами, а часть вершинами. В кристалле рутила TiO 2 координация (6, 3) означает, что кислород принадлежит трем атомам титана. Атомы титана образуют в кристаллической решетке рутила прямоугольный параллепипед.

Кристаллические структуры оксидов достаточно разнообразны. Металлы могут находиться не только в октаэдрическом окружении из кислородных атомов, но и в тетраэдрическом окружении, например в оксиде BeO ≡ BeO 4|4 . В оксиде PbO, также имеющем координацию кристалла (4,4), свинец оказывается в вершине тетрагональной призмы, в основании которой находятся атомы кислорода.

Атомы металла могут находиться в разном окружении кислородных атомов, например в октаэдрических и в тетраэдрических пустотах, и металл при этом оказывается в разных степенях окисления , как например, в магнетите Fe 3 O 4 ≡ FeO . Fe 2 O 3 .

Дефекты в кристаллических решетках объясняют непостоянство состава некоторых оксидов.

Представление о пространственных структурах позволяет понять причины образования смешанных оксидов. В пустотах между кислородными атомами могут находиться атомы не одного металла, а двух разных , как например,
в хромите FeO . Cr 2 O 3 .

Структура рутила

Некоторые физические свойства оксидов металлов

Подавляющее большинство оксидов при обычной температуре это твердые вещества. Они имеют меньшую плотность, чем металлы.

Многие оксиды металлов являются тугоплавкими веществами . Это позволяет использовать тугоплавкие оксиды как огнеупорные материалы для металлургических печей.

Оксид CaO получают в промышленном масштабе в объеме 109 млн т/год. Его используют для футеровки печей. В качестве огнеупоров используют также оксиды BeO и MgO. Оксид MgO один из немногих огнеупоров очень устойчивых к действию расплавленных щелочей.

Иногда тугоплавкость оксидов создает проблемы при получении металлов электролизом из их расплавов. Так оксид Al 2 O 3 , имеющий температуру плавления около 2000 о С, приходится смешивать с криолитом Na 3 , чтобы снизить температуру плавления до ~ 1000 о С, и через этот расплав пропускать электрический ток.

Тугоплавкими являются оксиды d-металлов 5 и 6 периодов Y 2 O 3 (2430), La 2 O 3 (2280), ZrO 2 (2700), HfO 2 (2080), Ta 2 O 5 (1870), Nb 2 O 5 (1490), а также многие оксиды d-металлов 4 периода (см. табл.). Высокие температуры плавления имеют все оксиды s-металлов 2 группы, а также Al 2 O 3 , Ga 2 O 3 , SnО,SnO 2 , PbO (см. табл.).

Низкие температуры плавления (о С) обычно имеют кислотные оксиды: RuO 4 (25), OsO 4 (41); Te 2 O 7 (120), Re 2 O 7 (302), ReO 3 (160), CrO 3 (197). Но некоторые кислотные оксиды имеют достаточно высокие температуры плавления (о С): MoO 3 (801) WO 3 (1473), V 2 O 5 (680).

Некоторые из основных оксидов d-элементов, завершающих ряды, оказываются непрочными, плавятся при низкой температуре или при нагревании разлагаются. Разлагаются при нагревании HgO (400 o C), Au 2 O 3 (155), Au 2 O, Ag 2 O (200), PtO 2 (400).

При нагревании выше 400 о С разлагаются и все оксиды щелочных металлов с образованием металла и пероксида. Оксид Li 2 O более устойчив и разлагается при температуре выше 1000 о С.

В таблице, приведенной ниже, приводятся некоторые характеристики d-металлов 4 периода, а также s- и p-металлов.

Характеристики оксидов s- и р-металлов

Me	Оксид	Цвет	Т пл., оС	Кислотно-основной характер
s-металлы
Li	Li 2 O	белый	Все оксиды разлагаются при T > 400 о С, Li 2 O при Т > 1000 o C	Все оксиды щелочных металлов основные, растворяются в воде
Na	Na 2 O	белый
K	K 2 O	желтый
Rb	Rb 2 O	желтый
Cs	Cs 2 O	оранжевый
Be	BeO	белый	2580	амфотерный
Mg	MgO	белый	2850	основной
Ca	CaO	белый	2614	Основные, ограниченно растворяются в воде
Sr	SrO	белый	2430
Ba	BaO	белый	1923
p-металлы
Al	Al 2 O 3	белый	2050	амфотерный
Ga	Ga 2 O 3	желтый	1795	амфотерный
In	In 2 O 3	желтый	1910	амфотерный
Tl	Tl 2 O 3	коричневый	716	амфотерный
	Tl 2 O	черный	303	основной
Sn	SnO	темно-синий	1040	амфотерный
	SnO 2	белый	1630	амфотерный
Pb	PbO	красный	Переходит в желтый при Т > 490 о С	амфотерный
	PbO	желтый	1580	амфотерный
	Pb 3 O 4	красный	Разл.
	PbO 2	черный	Разл. При 300 о С	амфотерный

Химические свойства (см. по ссылке)

Характеристики оксидов d-металлов 4 периода

	Оксид	Цвет	r, г/см3	Т пл., оС	- ΔGo, кДж/моль	- ΔHo, кДж/моль	Преобладающий Кислотно-основной характер
Sc	Sc 2 O 3	белый	3,9	2450	1637	1908	основной
Ti	TiO	коричневый	4,9	1780, p	490	526	основной
	Ti 2 O 3	фиолетовый	4,6	1830	1434	1518	основной
	TiO 2	белый	4,2	1870	945	944	амфотерный
V	VO	серый	5,8	1830	389	432	основной
	V 2 O 3	черный	4,9	1970	1161	1219	основной
	VO 2	синий	4,3	1545	1429	713	амфотерный
	V 2 O 5	оранжевый	3,4	680	1054	1552	кислотный
Cr	Cr 2 O 3	зеленый	5,2	2335 p	536	1141	амфотерный
	CrO 3	красный	2,8	197 p	513	590	кислотный
Mn	MnO	Серо-зеленый	5,2	1842	385	385	основной
	Mn 2 O 3	коричневый	4,5	1000 p	958	958	основной
	Mn 3 O 4	коричневый	4,7	1560 p	1388	1388
	MnO 2	коричневый	5,0	535 p	521	521	амфотерный
	Mn 2 O 7	зеленый	2,4	6, 55 p		726	кислотный
Fe	FeO	Черный	5,7	1400	265	265	основной
	Fe 3 O 4	черный	5,2	1540 p	1117	1117
	Fe 2 O 3	коричневый	5,3	1565 p	822	822	основной
Co	CoO	Серо-зеленый	5,7	1830	213	239	основной
	Co 3 O 4	черный	6,1	900 p	754	887
Ni	NiO	Серо-зеленый	7,4	1955	239	240	основной
Cu	Cu 2 O	оранжевый	6,0	1242	151	173	основной
	CuO	черный	6,4	800 p	134	162	основной
Zn	ZnO	белый	5,7	1975	348	351	амфотерный

Химические свойства (см. по ссылке)

Кислотно-основной характер оксидов зависит от степени окисления металла и от природы металла.

Чем ниже степень окисления, тем сильнее проявляются основные свойства. Если металл находится в степени окисления Х £ 4 , то его оксид имеет либо основной, либо амфотерный характер.

Чем выше степень окисления, тем сильнее выражены кислотные свойства . Если металл находится в степени окисления Х ≥ 5 , то его гидроксид имеет кислотный характер.

Кроме кислотных и основных оксидов существуют амфотерные оксиды, проявляющие одновременно и кислотные и основные свойства .

Амфотерны все оксиды p-металлов, кроме Tl 2 O .

Из s -металлов только Be имеет амфотерный оксид.

Среди d-металлов амфотерными являются оксиды ZnO, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Au 2 O 3 , и практически все оксиды металлов в степени окисления +4 за исключением основных ZrO 2 и HfO 2 .

Большинство оксидов, в том числе, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и диоксиды металлов проявляют амфотерность лишь при сплавлении со щелочами. С растворами щелочей взаимодействуют ZnO, VO 2 , Au 2 O 3 .

Для оксидов, помимо кислотно-основных взаимодействий, т. е. реакций между основными оксидами и кислотами и кислотными оксидами, а также реакций кислотных и амфотерных оксидов со щелочами, характерны также окислительно-восстановительные реакции.

Окислительно-восстановительные свойства оксидов металлов

Поскольку в любых оксидах металл находится в окисленном состоянии, все оксиды без исключения способны проявлять окислительные свойства .

Самые распространенные реакции в пирометаллургии - это окислительно-восстановительные взаимодействия между оксидами металлов и различными восстановителями, приводящие к получению металла.

Примеры

2Fe 2 O 3 + 3C = 4Fe + 3CO 2

Fe 3 O 4 + 2C = 3Fe + 2CO 2

MnO 2 +2C = Mn + 2CO

SnO 2 + C = Sn + 2CO 2

ZnO + C = Zn + CO

Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3

WO 3 + 3H 2 = W + 3H 2 O

Если металл имеет несколько степеней окисления, то при достаточном повышении температуры становится возможным разложение оксида с выделением кислорода.

4CuO = 2Cu 2 O + O 2

3PbO 2 = Pb 3 O 4 + O 2 ,

2Pb 3 O 4 = O 2 + 6PbO

Некоторые оксиды, особенно оксиды благородных металлов, при нагревании могут разлагаться с образованием металла.

2Ag 2 O = 4Ag + O 2

2Au 2 O 3 = 4Au + 3O 2

Сильные окислительные свойства некоторых оксидов используются на практике. Например,

Окислительные свойства оксида PbO 2 используют в свинцовых аккумуляторах, в которых за счет химической реакции между PbO 2 и металлическим свинцом получают электрический ток.

PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 = 2PbSO 4 + 2H 2 O

Окислительные свойства MnO 2 также используют для получения электрического тока в гальванических элементах (электрических батарейках).

2MnO 2 + Zn + 2NH 4 Cl = + 2MnOOH

Сильные окислительные свойства некоторых оксидов приводят к их своеобразному взаимодействию с кислотами. Так оксиды PbO 2 и MnO 2 при растворении в концентрированной соляной кислоте восстанавливаются.

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Если металл образует несколько оксидов, то оксиды металла в более низкой степени окисления могут окисляться, т. е. проявлять восстановительные свойства.

Особенно сильные восстановительные свойства проявляют оксиды металлов в низких и неустойчивых степенях окисления, как например. TiO, VO, CrO. При растворении их в воде они окисляются, восстанавливая воду. Их реакции с водой, подобны реакциям металла с водой.

2TiO + 2H 2 O = 2TiOOH + H 2 .

Оксиды - это бинарные соединения кислорода, то есть сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых является кислород.

Э 2 +n O n -2 - общая формула оксидов, где

n - степень окисления элемента

2 - степень окисления кислорода

Названия оксидов составляется из слова "оксид" и названия элемента образующего оксид в родительном падеже (CaO - оксид кальция).

Схема классификация оксидов

Таблица классификация оксидов с примерами

Классификация оксидов	Определение	Примеры реакций	Типичные взаимодействия
Нормальные	Оксиды, в которых есть только связи между кислородом и каким-нибудь элементом	MgO, SO 3 , SiO 2	Смотрите свойства кислотных и основных оксидов
Пероксиды	Те, в которых есть связи между двумя атомами кислорода	Na 2 O 2 , H 2 O 2	Смотрите таблицу свойства пероксида водорода
Смешанные оксиды	Те, которые представляют собой смесь двух оксидов одного элемента в разных степенях окисления	Pb 3 O 4 = 2РbО · PbO 2 Fe 3 O 4 = FeO · Fe 2 O 3	Обладают теми же свойствами, что и входящие в их составы оксиды
Кислотные или ангидриды	Оксиды, которые реагируют с водой, образуя кислоты; с основаниями и основными оксидами - образуют соли	SO 3 , SO 2 , Mn 2 O 7	SO 2 + Н 2 O → Н 2 SO 3 С основаниями и основными оксидами: Мn 2 O 7 + 2КOН → 2КМnO 4 + Н 2 O
Основные оксиды	Те, которые реагируют с водой, образуя основания; с кислотами и кислотными оксидами образуют соли		СаО + Н 2 O → Са(ОН) 2 С кислотами и кислотными оксидами: Na 2 O + СО 2 → Na 2 CO 3
Амфотерные оксиды	Те, которые в зависимости от условий проявляют свойства и кислотных, и основных оксидов		С кислотами: ZnO + 2НСl → ZnCl 2 + Н 2 O С щелочами: ZnO + 2NaOH + H 2 O → Na 2
Безразличные (несолеобразующие)	Оксиды, которые не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями. Солей не образуют		NO + Н 2 O -/-> N 2 O + NaOH

Способы получения оксидов таблица

Почти все хим. элементы образуют оксиды. На данный момент не получены оксиды гелия, неона и аргона.

Способы получения оксидов		Примечание
Взаимодействие простых веществ с кислородом	S + O 2 → SO 2 4Аl + 3O 2 → 2Аl 2 0 3	Так получают преимущественно оксиды неметаллов
Термическое разложение оснований, солей, кислот	СаСО 3 t → CaO + CO 2 2H 3 BO 3 t → Bg 2 O 3 + H 2 O Mg(OH) 2 t → MgO + H 2 0	Так получают преимущественно оксиды металлов
Взаимодействие простых веществ и солей с кислотами-окислителями	C + 4HNO 3 (p-p) → CO 2 + 4N0 2 + H 2 O Сu + 4HNO 3 (конд.) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O Na 2 SO 3 + 2H 2 SO 4 → 2NaHS0 4 + SO 2 + H 2 O	Способ получения преимущественно оксидов неметаллов

Химические свойства оксидов таблица

Классификация оксидов	Химические свойства оксидов	Примеры реакции
Основные оксиды	1. Основной оксид* + вода -> щелочь	К 2 О + Н 2 О → 2КОН, ВаО + Н 2 O → Ва(ОН) 2
	2. Основной оксид + кислота -> соль + вода	CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + Н 2 О
	3. Основной оксид + кислотный оксид -> соль	MgO + СО 2 → MgCO 3 , ЗСаО + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2
Кислотные оксиды	1. Кислотный оксид + вода -> кислота	SO 3 + Н 2 O → H 2 SO 4 Сl 2 O 7 + Н 2 О → 2НСlO 4 SiO 2 + Н 2 O -/-> нет реакции (исключение)
	2. Кислотный оксид + щелочь -> соль + вода	SO 3 + 2NaOH → Na 2 SO 4 + Н 2 O
	3. Кислотный оксид + основной оксид -> соль	SiO 2 + CaO t → CaSiO 3 , Р 2 O 4 + ЗК 2 O → 2К 3 РО 4
Амфотерные оксиды	1. С кислотами реагируют как основные оксиды	ZnO + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + Н 2 O
	2. С основаниями (щелочами) реагируют как кислотные оксиды	ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + Н 2 O

_______________

Источник информации: Насонова А.Е. Химия, школьная программа в таблицах и формулах, 1998

Черный оксид Black oxide - Черный оксид .

Оксид черного цвета на поверхности металла, полученный в результате погружения в расплав или горячий раствор солей.

(Источник: «Металлы и сплавы. Справочник.» Под редакцией Ю.П. Солнцева; НПО "Профессионал", НПО "Мир и семья"; Санкт-Петербург, 2003 г.)

Смотреть что такое "Черный оксид" в других словарях:

Оксид меди(II) … Википедия

Оксид меди(II) Общие Систематическое наименование Оксид меди(II)) Химическая формула … Википедия

У этого термина существуют и другие значения, см. Оксид ванадия. Оксид ванадия(III) Общие Химическая формула V2O3 Эмпирическая формула O3V2 Физические свойства … Википедия

Фосфор(P) Атомный номер 15 Внешний вид простого вещества Белый фосфор белый, восковидный, слегка фосфоресцирующий Свойства атома Атомная масса (молярная масса) 30,973762 а. е. м. (г/моль) Радиус атома … Википедия

Бисмутум оксидатум - Bismutum oxydatum, Висмута оксид - Встречается в виде природного минерала бисмита, получается также прокаливанием карбоната или нитрата висмута. Порошок лимонно желтого цвета В воде не растворяется. В гомеопатии используется химически чистый оксид висмута. Приготовление… … Справочник по гомеопатии

У этого термина существуют и другие значения, см. Ванадий (значения). 23 Титан ← Ванадий → Хром … Википедия

Существуют следующие хлориды хрома: Название Формула Температура плавления Температура кипения Цвет Оксид хрома(II) CrO черный Оксид хрома(III) Cr2O3 2440 °C 3000 °C зеленый Оксид хрома(IV) CrO2 … Википедия

Cu (cuprum), химический элемент IB подгруппы (семейства монетных металлов Cu, Ag, Au) периодической системы элементов. Известна и широко используется с древних времен (медный век, бронзовый век). Медь наряду с серебром и золотом используется для… … Энциклопедия Кольера

И; ж. 1. Химический элемент (Сu), ковкий металл желтого цвета с красноватым отливом (широко применяется в промышленности). Добыча меди. Надраить м. самовара. Изготовить из меди котелок. 2. собир. Изделия из этого металла. Вся м. в подвале… … Энциклопедический словарь

Действующее вещество ›› Железа сульфат + Фолиевая кислота* + Цианокобаламин* (Ferrous sulfate + Folic acid + Cyanocobalamin) Латинское название Ferro Folgamma АТХ: ›› B03AE01 Препараты железа в комбинации с витамином B12 и фолиевой кислотой… … Словарь медицинских препаратов

Видеокурс «Получи пятерку» включает все темы, необходимые для успешной сдачи ЕГЭ по математике на 60-65 баллов. Полностью все задачи 1-13 Профильного ЕГЭ по математике. Подходит также для сдачи Базового ЕГЭ по математике. Если вы хотите сдать ЕГЭ на 90-100 баллов, вам надо решать часть 1 за 30 минут и без ошибок!

Курс подготовки к ЕГЭ для 10-11 класса, а также для преподавателей. Все необходимое, чтобы решить часть 1 ЕГЭ по математике (первые 12 задач) и задачу 13 (тригонометрия). А это более 70 баллов на ЕГЭ, и без них не обойтись ни стобалльнику, ни гуманитарию.

Вся необходимая теория. Быстрые способы решения, ловушки и секреты ЕГЭ. Разобраны все актуальные задания части 1 из Банка заданий ФИПИ. Курс полностью соответствует требованиям ЕГЭ-2018.

Курс содержит 5 больших тем, по 2,5 часа каждая. Каждая тема дается с нуля, просто и понятно.

Сотни заданий ЕГЭ. Текстовые задачи и теория вероятностей. Простые и легко запоминаемые алгоритмы решения задач. Геометрия. Теория, справочный материал, разбор всех типов заданий ЕГЭ. Стереометрия. Хитрые приемы решения, полезные шпаргалки, развитие пространственного воображения. Тригонометрия с нуля - до задачи 13. Понимание вместо зубрежки. Наглядное объяснение сложных понятий. Алгебра. Корни, степени и логарифмы, функция и производная. База для решения сложных задач 2 части ЕГЭ.