1.3. Закономерности и изменения свойств оксидов

Увеличение степени окисления элемента и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на этоме кислорода) делают оксид более кислотным. Это и объясняет закономерное изменение свойств оксидов от основных к амфотерным и далее к кислотным.

1) В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот.

2) В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление новых свойств оксидов:

3) При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксида и ослабевают основные

2. Химические свойства оксидов

2.1. Основные оксиды

К основным оксидам относятся:

- оксиды всех металлов главной подгруппы первой группы (щелочные металлы Li - Fr)

- главной подгруппы второй группы, начиная с магния (Mg - Ra)

- оксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, MnO, FeO.

Большинство основных оксидов представляет собой твердые кристаллические вещества ионного характера, в узлах кристаллической решетки расположены ионы металлов, достаточно прочно связанные с оксид-ионами О2-, поэтому оксиды типичных металлов обладают высокими температурами плавления и кипения.

Отметим одну характерную для оксидов особенность. Близость ионных радиусов многих ионов металлов приводит к тому, что в кристаллической решетке оксидов часть ионов одного металла может быть заменена на ионы другого металла. Это приводит к тому, что для оксидов часто не выполняется закон постоянства состава и могут существовать смешанные оксиды переменного состава.

Большинство основных оксидов не распадается при нагревании, исключение составляют оксиды ртути и благородных металлов:

t^o

2HgO = 2Hg + O₂

t^o

2Ag2O = 4Ag + O2

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами:

ВаО + SiO₂ = ВаSiO₃,

МgО + Аl₂О₃ = Мg(AlO₂)₂,

ZnО + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + Н₂О.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

t^o

Fe₂O₃+2Al = Al ₂O₃ + 2Fe

t^o

3CuO+2NH₃ = 3Cu + N₂+3H₂O

t^o

4FeO+O₂ = 2Fe₂ + O₃

Основные оксиды наиболее активных металлов (щелочных и щелочноземельных, начиная с оксида кальция) при взаимодействии с водой (реакция гидратации) образуют соответствующие им гидроксиды (основания). Например, при растворении оксида кальция (негашёной извести) в воде образуется гидроксид кальция – сильное основание:

СаO + H₂O → Са(OH)₂

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соответствующие соли:

CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

К образованию солей также приводит реакция основных оксидов с кислотными оксидами:

Na₂O + CO₂ → Na₂CO₃

И с амфотерными оксидами:

Li₂O+Al₂O₃ → 2LiAlO₂