Какие оксиды только с основными свойствами образуют металлы

Какие оксиды только с основными свойствами образуют металлы thumbnail

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых —  кислород со степенью окисления -2.  При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды , образованные элементом с разными степенями окисления.

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.

Кислотные оксиды — это оксиды, характеризующиеся кислотными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов.

Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N2O и SiO.

Классификация оксидов

Какие оксиды только с основными свойствами образуют металлы

Тренировочные тесты по теме Классификация оксидов.

Получение оксидов

Общие способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.

Например, алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.

Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na2O2,

2Na + O2 → 2Na2O2

Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO2:

K + O2  →  KO2

Примечания: металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):

4Fe + 3O2 → 2Fe2O3

4Cr + 3O2 → 2Cr2O3

Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):

3Fe + 2O2 → Fe3O4

1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.

Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.

Например, фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):

4P + 5O2(изб.) → 2P2O5

4P + 3O2(нед.) → 2P2O3

Но есть некоторые исключения.

Например, сера сгорает только до оксида серы (IV):

S + O2 → SO2

Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:

2SO2 + O2 = 2SO3

Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000оС), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):

N2 + O2 = 2NO

Не окисляется кислородом фтор F2 (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl2, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).

2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.

При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

Например, при сжигании пирита FeS2 образуются  оксид железа (III) и оксид серы (IV):

4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2

Сероводород горит с образованием оксида серы (IV)  при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:

2H2S + 3O2(изб.) → 2H2O + 2SO2

2H2S + O2(нед.) → 2H2O + 2S

А вот аммиак горит с образованием простого вещества N2, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:

4NH3 + 3O2 →2N2 + 6H2O

А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).

гидроксид → оксид + вода

Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):

H2CO3 → H2O + CO2

H2SO3 → H2O + SO2

NH4OH → NH3 + H2O

2AgOH → Ag2O + H2O

2CuOH → Cu2O + H2O

При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:

H2SiO3 → H2O + SiO2

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей.

Например, нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:

Li2CO3 → CO2 + Li2O

CaCO3 →  CaO + CO2

Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:

2Zn(NO3)2 → 2ZnO + 4NO2 + O2

Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Химические свойства оксидов

Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.

Химические свойства основных оксидов

Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:

Химические свойства основных оксидов.

Химические свойства кислотных оксидов.

Химические свойства амфотерных оксидов.

Источник

Подробно про оксиды, их классификацию и способы получения можно прочитать здесь.

1. Взаимодействие с водой. С водой способны реагировать только основные оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды (щелочи). Щелочи образуют щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и щелочно-земельные (кальций, стронций, барий). Оксиды остальных металлов с водой химически не реагируют. Оксид магния реагирует с водой при кипячении.

CaO + H2O → Ca(OH)2

CuO + H2O ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)2 — нерастворимый гидроксид)

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. При взаимодействии основным оксидов с кислотами образуется соль этой кислоты и вода. При взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль:

основный оксид + кислота = соль + вода

основный оксид + кислотный оксид = соль

При взаимодействии основных оксидов с кислотами и их оксидами работает правило:

Хотя бы одному из реагентов должен соответствовать сильный гидроксид (щелочь или сильная кислота).

Иными словами, основные оксиды, которым соответствуют щелочи, реагируют со всеми кислотными оксидами и их кислотами. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые гидроксиды, реагируют только с сильными кислотами и их оксидами (N2O5, NO2, SO3 и т.д.).

Основные оксиды, которым соответствуют щелочиОсновные оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания
Реагируют со всеми кислотами и их оксидамиРеагируют только с сильными кислотами и их оксидами
Na2O + SO2 → Na2SO3CuO + N2O5 → Cu(NO3)2

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.

При взаимодействии основных оксидов с амфотерными образуются соли:

основный оксид  + амфотерный оксид = соль

С амфотерными оксидами при сплавлении взаимодействуют только основные оксиды, которым соответствуют щелочи. При этом образуется соль. Металл в соли берется из более основного оксида, кислотный остаток — из более кислотного. В данном случае амфотерный оксид образует кислотный остаток.

K2O + Al2O3 → 2KAlO2

CuO + Al2O3 ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH)2 — нерастворимый гидроксид)

(чтобы определить кислотный остаток, к формуле амфотерного или кислотного оксида добавляем молекулу воды: Al2O3 + H2O = H2Al2O4 и делим получившиеся индексы пополам, если степень окисления элемента нечетная: HAlO2. Получается алюминат-ион AlO2—. Заряд иона легко определить по числу присоединенных атомов водорода — если атом водорода 1, то заряд аниона будет -1, если 2 водорода, то -2 и т.д.).

Амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются, поэтому реагировать с основными оксидами фактически не могут.

4. Взаимодействие оксидов металлов с восстановителями.

При оценке окислительно-восстановительной активности металлов и их ионов можно использовать электрохимический ряд напряжений металлов:

Какие оксиды только с основными свойствами образуют металлы

Восстановительные свойства (способность отдавать электроны) у простых веществ-металлов здесь увеличиваются справа налево, окислительные свойства ионов металлов — увеличиваются наоборот, слева направо. При этом некоторые ионы металлов в промежуточных степенях окисления могут проявлять также восстановительные свойства (например ион Fe2+ можно окислить до иона Fe3+).

Более подробно про окислительно-восстановительные реакции можно прочитать здесь.

Таким образом, ионы некоторых металлов — окислители (чем правее в ряду напряжений, тем сильнее). При взаимодействии с восстановителями металлы переходят в степень окисления 0.

4.1. Восстановление углем или угарным газом.

Углерод (уголь) восстанавливает из оксидов до простых веществ только металлы, расположенные в ряду активности после алюминия. Реакция протекает только при нагревании.

FeO + C = Fe + CO

Какие оксиды только с основными свойствами образуют металлы

Активные металлы, расположенные в ряду активности левее алюминия, активно взаимодействуют с углеродом, поэтому при взаимодействии их оксидов с углеродом образуются карбиды и угарный газ:

CaO + 3C = CaC2 + CO

Угарный газ также восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные после алюминия в электрохимическом ряду:

Fe2O3 + CO = Al2O3  + CO2

CuO + CO = Cu + CO2

Какие оксиды только с основными свойствами образуют металлы

4.2. Восстановление водородом.

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия.  Реакция с водородом протекает только в жестких условиях – под давлением и при нагревании.

CuO + H2 = Cu + H2O

Какие оксиды только с основными свойствами образуют металлы

4.3. Восстановление более активными металлами (в расплаве или растворе, в зависимости от металла)

При этом более активные металлы вытесняют менее активные. То есть добавляемый к оксиду металл должен быть расположен левее в ряду активности, чем металл из оксида. Реакции, как правило, протекают при нагревании.

Например, оксид цинка взаимодействует с алюминием:

3ZnO + 2Al  =  Al2O3 + 3Zn

но не взаимодействует с медью:

ZnO + Cu ≠

Восстановление металлов из оксидов с помощью других металлов — это очень распространенный процесс. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний.  А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.

Например, цезий взрывается на воздухе.

Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.

Например: алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:

3CuO + 2Al  =  Al2O3 + 3Cu

Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.

CuO + Mg = Cu + MgO

Какие оксиды только с основными свойствами образуют металлы

Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:

2Fe2O3 + 4Al → 4Fe + 2Al2O3

При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.

4.4. Восстановление аммиаком.

Аммиаком можно восстанавливать только оксиды неактивных металлов. Реакция протекает только при высокой температуре.

Например, аммиак восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2NH3 = 3Cu + 3H2O + N2

5. Взаимодействие оксидов металлов с окислителями.

Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы могут повышать степень окисления, например Fe2+, Cr2+, Mn2+ и др.) могут выступать в качестве восстановителей.

Например, оксид железа (II) можно окислить кислородом до оксида железа (III):

4FeO + O2 = 2Fe2O3

Источник

  • Оксиды

    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 ЭО3. 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.

    МеОксидМинерал
    FeFe2O3 и Fe3O4Гематит и магнетит
    MnMnO2пиролюзит
    CrFeO .Cr2O3хромит
    TiTiO2 и FeO .TiO2Рутил и ильменит
    SnSnO2Касситерит

    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 + 3O2 = 2 ZnO + 2SO2

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

    2MeOOH = Me2O3 + H2O

    MeCO3 = MeO + CO2

    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 МеОХ/2, где Х – это степень окисления металла, существуют также оксиды, содержащие металл в разных степенях окисления, например, Fe3O4, а также, так называемые, смешанные оксиды, например, FeO .Cr2O3.

    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 Ме2О3 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 Me2O3, помимо Y и La, образуют Au, Rh; серебро и золото образуют оксиды типа Ме2O.

  • Стехиометрические типы оксидов металлов

    Степень окисленияТип оксидаМеталлы, образующие оксид
    +1Me2OМеталлы 1 и 11 групп
    +2MeO Все d-металлы 4 периода (кроме Sc), все металлы 2 и 12 групп, а также Sn, Pb; Cd, Hg и Pd
    +3Me2O3 Почти все d-металлы 4 периода (кроме Cu и Zn), все металлы 3 и 13 групп, Au, Rh
    +4MeO2 Металлы 4 и 14 групп и многие другие d-металлы: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, Pt
    +5Me2O5 Металлы 5 и 15 групп
    +6MeO3 Металлы 6 группы
    +7Me2O7 Металлы 7 группы
    +8MeO4Os и Ru
  • Какие оксиды только с основными свойствами образуют металлы

  • Подавляющее большинство оксидов металлов при обычных условиях это твердые кристаллические вещества. Исключение – кислотный оксид Mn2O7 (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: RuO4, OsO4, Mn2O7, Tc2O7, Re2O7.

    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 Ca2+ 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
    СаО6/6 ≡ СаО.
    В оксиде TiO2 металл также находится в октаэдрическом окружении кислородных атомов, часть кислородных атомов соединяется противоположными ребрами, а часть вершинами. В кристалле рутила TiO2 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 ≡ BeO4|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 Fe3O4 ≡ FeO . Fe2O3.

    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 .Cr2O3.

  • 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 Al2O3, имеющий температуру плавления около 2000оС, приходится смешивать с криолитом Na3[AlF6], чтобы снизить температуру плавления до ~ 1000 оС, и через этот расплав пропускать электрический ток.

    Тугоплавкими являются оксиды d-металлов 5 и 6 периодов Y2O3 (2430), La2O3 (2280), ZrO2 (2700), HfO2 (2080), Ta2O5 (1870), Nb2O5 (1490), а также многие оксиды d-металлов 4 периода (см. табл.). Высокие температуры плавления имеют все оксиды s-металлов 2 группы, а также Al2O3, Ga2O3, SnО ,SnO2, PbO (см. табл.).

    Низкие температуры плавления (оС) обычно имеют кислотные оксиды: RuO4 (25), OsO4 (41); Te2O7 (120), Re2O7 (302), ReO3 (160), CrO3 (197). Но некоторые кислотные оксиды имеют достаточно высокие температуры плавления (оС): MoO3 ( 801) WO3 (1473), V2O5 (680).

    Некоторые из основных оксидов d-элементов, завершающих ряды, оказываются непрочными, плавятся при низкой температуре или при нагревании разлагаются. Разлагаются при нагревании HgO (400oC), Au2O3 (155), Au2O, Ag2O (200), PtO2 (400).

    При нагревании выше 400оС разлагаются и все оксиды щелочных металлов с образованием металла и пероксида. Оксид Li2O более устойчив и разлагается при температуре выше 1000оС.

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

  • Характеристики оксидов s- и р-металлов

    MeОксидЦветТ пл., оСКислотно-основной характер
    s-металлы
    LiLi2OбелыйВсе оксиды разлагаются при
    T > 400 оС, Li2O при Т > 1000oC
    Все оксиды щелочных металлов основные, растворяются в воде
    NaNa2Oбелый
    KK2Oжелтый
    RbRb2Oжелтый
    CsCs2Oоранжевый
    BeBeOбелый2580амфотерный
    MgMgOбелый2850основной
    CaCaOбелый2614Основные, ограниченно растворяются в воде
    SrSrOбелый2430
    BaBaOбелый1923
    p-металлы
    AlAl2O3белый2050амфотерный
    GaGa2O3желтый1795амфотерный
    InIn2O3желтый1910амфотерный
    TlTl2O3коричневый716амфотерный
    Tl2Oчерный303основной
    SnSnOтемно-синий1040амфотерный
    SnO2белый1630амфотерный
    PbPbOкрасныйПереходит в желтый при Т > 490 оСамфотерный
    PbOжелтый1580амфотерный
    Pb3O4красныйРазл.
    PbO2черныйРазл. При 300оСамфотерный

    Химические свойства (см. по ссылке)

  • Характеристики оксидов d-металлов 4 периода

    ОксидЦветr, г/см3Т пл., оС– ΔGo, кДж/моль– ΔHo, кДж/мольПреобладающий

    кислотно-основной характер

    ScSc2O3белый3,9245016371908основной
    TiTiOкоричневый4,91780, p490526основной
    Ti2O3фиолетовый4,6183014341518основной
    TiO2белый4,21870945944амфотерный
    VVOсерый5,81830389432основной
    V2O3черный4,9197011611219основной
    VO2синий4,315451429713амфотерный
    V2O5оранжевый3,468010541552кислотный
    CrCr2O3зеленый5,22335 p5361141амфотерный
    CrO3красный2,8197 p513590кислотный
    MnMnOСеро–зеленый5,21842385385основной
    Mn2O3коричневый4,51000 p958958основной
    Mn3O4коричневый4,71560 p13881388
    MnO2коричневый5,0535 p521521амфотерный
    Mn2O7зеленый2,46, 55 p726кислотный
    FeFeOЧерный5,71400265265основной
    Fe3O4черный5,21540 p11171117
    Fe2O3коричневый5,31565 p822822основной
    CoCoOСеро-зеленый5,71830213239основной
    Co3O4черный6,1900 p754887
    NiNiOСеро-зеленый7,41955239240основной
    CuCu2Oоранжевый6,01242151173основной
    CuOчерный6,4800 p134162основной
    ZnZnOбелый5,71975348351амфотерный

    Химические свойства (см. по ссылке)

  • Растворимость оксидов металлов в воде

    При растворении в воде кислотных оксидов Mn2O7, Te2O7, Re2O7 образуются растворы сильных кислот. В воде ограниченно растворяются также кислотные оксиды: V2O5, CrO3.

    Среди основных оксидов хорошо растворяются в воде оксиды щелочных металлов с образованием растворов щелочей.

    Na2O + H2O = 2Na+ + 2OH-

    Ограниченно растворяются в воде оксиды щелочноземельных металлов, при этом образуются растворы соответствующих щелочей.

    Кроме оксидов щелочных и щелочноземельных металлов и некоторых кислотных оксидов остальные оксиды металлов в воде не растворимы.

    Для их растворения следует использовать либо кислоты, либо щелочи в зависимости от кислотно-основного характера оксида.

  • Кислотно-основные свойства оксидов металлов

    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 Tl2O.

    Из s-металлов только Be имеет амфотерный оксид.

    Среди d-металлов амфотерными являются оксиды ZnO, Cr2O3, Fe2O3, Au2O3, и практически все оксиды металлов в степени окисления +4за исключением основных ZrO2 и HfO2.

    Большинство оксидов, в том числе, Cr2O3, Fe2O3 и диоксиды металлов проявляют амфотерность лишь при сплавлении со щелочами. С растворами щелочей взаимодействуют ZnO, VO2, Au2O3.

    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

    2Fe2O3 + 3C = 4Fe + 3CO2

    Fe3O4 + 2C = 3Fe + 2CO2

    MnO2 +2C = Mn + 2CO

    SnO2 + C = Sn + 2CO2

    ZnO + C = Zn + CO

    Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3

    WO3 + 3H2 = W + 3H2O

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

    Примеры

    4CuO = 2Cu2O + O2

    3PbO2 = Pb3O4 + O2,

    2Pb3O4 = O2 + 6PbO

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

    2Ag2O = 4Ag + O2

    2Au2O3 = 4Au + 3O2

    Сильные окислительные свойства некоторых оксидов используются на практике. Например,

    окислительные свойства оксида PbO2 используют в свинцовых аккумуляторах, в которых за счет химической реакции между PbO2 и металлическим свинцом получают электрический ток.

    PbO2 + Pb + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O

    Окислительные свойства MnO2 также используют для получения электрического тока в гальванических элементах (электрических батарейках).

    2MnO2 + Zn + 2NH4Cl = [Zn(NH3)2 Cl2] + 2MnOOH

    Сильные окислительные свойства некоторых оксидов приводят к их своеобразному взаимодействию с кислотами. Так оксиды PbO2 и MnO2 при растворении в концентрированной соляной кислоте восстанавливаются.

    MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2 + 2H2O
    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. И