Получение и химические свойства оксидов

Оксиды неметаллов могут быть получены:

1) непосредственным взаимодействием неметаллов с кислородом –

S + O₂ → SO₂,

4B + 3O₂ → 2B₂O₃,

с кислородом взаимодействуют все неметаллы, кроме благородных газов и галогенов;

2) удалением воды из кислот (по этой причине кислотные оксиды называют ангидридами кислот) –

2H₃BO₃ (нагревание) → B₂O₃ (борный ангидрид) + 3H₂O,

3) окислением оксидов в низших степенях окисления –

2C⁺²O + O₂ → 2C⁺⁴O₂,

2S⁺⁴O₂+O₂ (с катализатором) → 2S⁺⁶O₃;

4) окислением других сложных веществ при нагревании –

2H₂S + 3O₂ → 3SO₂ + 2H₂O,

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O,

5) восстановлением оксидов в высших степенях окисления –

C⁺⁴O₂ + H₂ → C⁺²O+H₂O,

6) разложением солей при нагревании –

CaCO₃ (известняк) → CaO + CO₂↑

и другими способами.

Оксиды неметаллов бывают кислотные и несолеобразующие.

Кислотные оксиды при взаимодействии с водой дают кислоты, а со щелочами – соли.

Кислотные свойства оксидов увеличиваются по периоду слева направо, а в подгруппе снизу вверх, например, в рядах: B₂O₃ – CO₂ – N₂O₅, SiO₂ – P₂O₅ – SO₃ – Cl₂O₇ и Sb₂O₅ – As₂O₅ – P₂O₅ – N₂O₅. Им отвечают всё более сильные кислоты.

ПРИМЕРЫ.

CO₂ + H₂O H₂CO₃,

CO₂ + Ca(OH) ₂ → CaCO₃ + H₂O;

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃,

N₂O₅ + 2KOH → 2KNO₃ + H₂O.

Некоторые оксиды при взаимодействии с водой дают две кислоты сразу:

2N⁺⁴O₂ + H₂O → HN⁺³O₂ + HN⁺⁵O₃;

со щелочами получаются две соли:

2NO₂ + 2KOH → KNO₂ + KNO₃ + H₂O.

24

Оксиды SiO₂ и B₂O₃ с водой практически не взаимодействуют, но являются кислотными, так как растворяются в щелочах:

nSiO₂ + 2NaOH + (x–1) H₂O → "Na₂[Si_nO_3n+1⋅xH₂O] " (жидкое стекло), n=3–5

2B₂O₃ + 2NaOH + H₂O → Na₂B₄O₅(OH)₄ (бура)

Несолеобразующие оксиды с водой и щелочами не реагируют, кислоты и соли им не соответствуют:

SiO, CO, N₂O.

Многие оксиды неметаллов можно считать окислителями. Так, оксиды азота поддерживают горение, так как при нагревании отщепляют кислород:

6N₂O + С₂H₅OH = 2CO₂ + 3H₂O + 6N₂.

Некоторые оксиды, например, CO₂ считают не поддерживающими горения. Потоком углекислого газа можно погасить пламя, он тяжелее воздуха и собирается внизу, что применяют в огнетушителях. Однако некоторые металлы в CO₂ горят, например, магний:

2Mg + CO₂ = 2MgO + С.

Подобная реакция используется и для получения кремния:

2Mg + SiO₂ = 2MgO + Si.

Низшие оксиды неметаллов часто являются восстановителями, например, сернистый газ SO₂ и угарный газ CO (вспомните третий метод получения оксидов).

1. 11. Кислородные кислоты и их соли

Кислородные кислоты неметаллов получают:

1. - при взаимодействии кислотных оксидов с водой–

SO₃ + H₂O → H₂SO₄,

2. - вытеснением более сильными и нелетучими кислотами из солей–

KNO₃ (сухой) + H₂SO₄ (конц.) (нагревание) → HNO₃↑ + KHSO₄.

Важнейшие кислородные кислоты, их ангидриды и соли:

H₂SO₄ – серная кислота, SO₃ – серный ангидрид, соли – сульфаты,

HNO₃ – азотная кислота, N₂O₅ – азотный ангидрид, соли – нитраты,

H₂SO₃ – сернистая кислота, SO₂ – сернистый ангидрид, соли – сульфиты,

H₂CO₃ – угольная кислота, CO₂ – угольный ангидрид, соли – карбонаты,

H₃PO₄ – ортофосфорная кислота, P₂O₅ – фосфорный ангидрид, соли – фосфаты.

Сила и устойчивость кислоты определяются поляризующим действием (ПД) катиона неметалла.

Напомню, что ПД заключается в деформации электронной оболочки соседних атомов или ионов. Основной фактор, влияющий на ПД – поверхностная плотность заряда:

σ_e=q/S=q/(4⋅π⋅r²),

где q– заряд, S – площадь поверхности, r – радиус иона.

В кислородных кислотах можно выделить фрагмент

Э – O – H.

Если катион неметалла Э обладает высоким поляризующим действием, он оттягивает на себя электроны с кислорода, а прочность связи H–O снижается и облегчается переход ионов H⁺ в раствор.

Итак,

с увеличением поляризующего действия центрального катиона сила и устойчивость кислот повышается.

ПРИМЕР.

Рассмотрим кислородные кислоты неметаллов 3 периода в высшей степени окисления:

SiO2⋅xH2O	H3PO4	H2SO4	HClO4
кремниевая	фосфорная	серная	хлорная
Si+4	P+5	S+6	Cl+7
слабая	средней силы	сильная	очень сильная
K1=2⋅10–10	K1=7,5⋅10–3	K1=1⋅10+3	K=1⋅10+8.

В ряду Si⁺⁴ – Cl⁺⁷ катионы имеют одинаковое электронное строение 2s²2p⁶ (конфигурация неона), но заряд ядра увеличивается, поэтому уменьшается радиус катиона. Одновременно происходит рост заряда, и всё это способствует резкому повышению ПД, и как следствие, силы кислот.

Поскольку в подгруппе радиус атомов и ионов растёт, сила соответствующих кислот падает. Так, HN⁺⁵O₃ сильнее, чем H₃P⁺⁵O₄.

Если один элемент образует кислоты в разных положительных степенях окисления, то с ростом степени окисления повышаются сила кислоты и её устойчивость.

Это можно объяснить ростом ПД катиона Э (заряд растёт, радиус уменьшается). Связь Э–O становится короче и прочнее.

ПРИМЕР.

Рассмотрим кислородные кислоты хлора:

HClO	HClO2		HClO3		HClO4
хлорноватистая	хлористая		хлорноватая		хлорная
соли	гипохлориты	хлориты		хлораты	перхлораты
Cl+1	Cl+3		Cl+5		Cl+7

сила кислот --------------------------------------------------------------------------------------->

устойчивость в водном растворе ----------------------------------------------------------->

<------------------------------------------------------------------- окислительная активность

По тем же причинам азотная кислота HNO₃ сильнее и устойчивее, чем азотистая HNO₂, а серная H₂SO₄ – чем сернистая H₂SO₃.

Многие кислоты, отвечающие низким степеням окисления неметаллов, неустойчивы и существуют только в водном растворе:

H₂SO₃, HNO₂, HClO, HClO₂.

Так же ведёт себя угольная кислота H₂CO₃.

Среди кислородных кислот выделяют так называемые кислоты-окислители. В них при взаимодействии с металлами или другими восстановителями восстанавливается не водород, а центральный катион неметалла. Типичный окислитель – концентрированная серная кислота (восстанавливается S⁺⁶):

Cu + 2H₂S⁺⁶O₄ (конц.) → CuSO₄ + S⁺⁴O₂ + 2H₂O.

Аналогично ведёт себя азотная кислота любой концентрации:

3Cu + 8HN⁺⁵O₃ (33%) → 3Cu(NO₃)₂ + 2N⁺²O + 4H₂O,

Cu + 4HN⁺⁵O₃ (70%) → Cu(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂ + 2H₂O,

3Zn + 8HN⁺⁵O₃ (конц.) → 3Zn(NO₃)₂ + 2N⁺²O + 4H₂O,

4Zn + 6HN⁺⁵O₃ (разб.) → 4Zn(NO₃)₂ + N⁺¹₂O + 3H₂O.

Снижению степени окисления азота в продукте способствуют разбавление HNO₃ и увеличение активности металла. Цинк имеет электродный потенциал отрицательнее, чем медь, поэтому он глубже восстанавливает азот.