1,8, Оксид проявляет кислотные свойства. Так, относительные

электроотрицательности углерода, кремния, германия в степени

окисления +4 равны 2,0, 1,9, и 2,0 соответственно. Это приводит к

тому, что оксиды данных элементов состава ЭО2 имеют кислотный

характер. При значениях степени окисления больше четырех и

высоких значениях электроотрицательности (больше двух) оксиды

имеют кислотный характер.

По структурному типу оксиды р-элементов делятся на

координационные и молекулярные. Тип кристаллической

структуры оксидов зависит от характера химической связи. Отсюда

в кристаллических структурах с ковалентной связью

координационные числа не должны превышать 4. Так, в

кубической структуре beta-кристобалита (SiO2) координационное

число кремния четыре, а координационное число кислорода – два.

Реализация координационной структуры в диоксиде кремния

указывает на значительную долю ионности связи кремний-

кислород. В диоксиде углерода связь остается ковалентной

вследствие меньшей разности электроотрицательностей у

482

кислорода и углерода, и данный оксид имеет молекулярную

структуру. Высшие оксиды остальных р-элементов IV группы

GeO2, SnO2, PbO2 имеют кристаллические решетки типа рутила,

свойственные более ионным соединениям.

При переходе к оксидам р-элементов V-VII групп

наблюдается увеличение числа молекулярных структур и

уменьшение числа координационных. Молекулярные структуры

более характерны для легких элементов, а координационные – для

тяжелых. Так, в V группе для для азота, фосфора и мышьяка

характерны молекулярные структуры, для оксида сурьмы –

псевдомолекулярная цепная структура ромбической сингонии, а

для Вi2О3 – координационная с координационным числом висмута,

равным 6. В VI группе молекулярную структуру имеют оксиды

SO2, SeO3, SеО3 и ТеО3; SeO2 – псевдомолекулярную, a TeO2 –

координационную. Все оксиды галогенов (хлора, брома, иода)

имеют молекулярную структуру.

По отношению к воде характеристичные оксиды р-элементов

(подчиняющиеся правилу формальной валентности) ведут себя

различным образом. Их можно разделить на две группы:

1) нерастворимые в воде и практически не

взаимодействующие с ней (Al2O3, Gа2О3, PbO2 и др.);

2) растворимые в воде и взаимодействующие с ней оксиды

кислотного характера. Это оксиды бора, углерода, азота,

фосфора, серы, галогенов.

Все кислотные оксиды, независимо от их отношения к воде,

реагируют со щелочами. Так, нерастворимый в воде оксид кремния

SiO2 реагирует со щелочами:

SiO2 + 2NaOH →Na2SiO3 + Н2О.

В то же время амфотерные оксиды, как правило, устойчивы

не только по отношению к воде, но и к кислотам и щелочам.

Типичным примером такого оксида является оксид алюминия

Аl2O3, который практически не реагирует с кислотами, а со

щелочами взаимодействует лишь при сплавлении. Некоторые

свойства высших оксидов р-элементов приведены в табл. 9.12.

483

Таблица 9.12

Некоторые свойства высших оксидов р-элементов

Оксид Кристаллическая

структура

Tпл,°С Hобр,

кДж/моль

B2O3

Al2O3

Ga2O3

In2O3

Tl2O3

CO2

SiO2

GeO2

SnO2

PbO2

N2O5

P2O5

As2O5

Sb2O5

Bi2O5

SO3

SeO3

TeO3

Cl2O7

стекловидная

корунд

корунд

ОЦК

ОЦК

молекулярная

координационная

тетрагональная

тетрагональная

тетрагональная

ионная

молекулярная

молекулярная

молекулярная

–

молекулярная

молекулярная

молекулярная

молекулярная

290

2053

1725

1910

717

-78,5

1723

1086

2000

разл.

>280

33

420

разл.

315

разл.

>350

–

16,8

разл.

>185

разл.

>400

-90

-1254

-1675,7

-1089,1

-925,9

-390,4

-393,5

-908,3

-580,2

-580,6

-276,6

-42,7

-2954

-924,9

-1007,5

–

-493,0

-173,2

–

+287

Для р-элементов известна небольшая группа так называемых

несолеобразующих оксидов СО, NO, N2О, которым не

соответствуют ни кислоты, ни основания.