2.1.4. Получение оксидов

Для получения оксидов используют различные способы.

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

С + O₂ = СO₂; S + O₂ = SO₂; 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

2. Взаимодействие сложных веществ с кислородом (горение):

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O; СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О

3. Разложение при нагревании оснований; при этом образуется оснóвный или амфотерный оксид и вода:

Mg(OH)₂ = MgO + H₂O; 2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O

4. Разложение кислот. Некоторые кислоты, например угольная Н₂СО₃, разлагаются при обычной температуре, а другие – при нагревании. При этом образуется кислотный оксид и вода:

Na₂CO₃ = CO₂ + H₂O; Na₂SiO₃ = SiO₂ + H₂O; H₂SO₄ = SO₃ + H₂O

5. Разложение при нагревании солей; при этом образуются два оксида – оснóвный или амфотерный и кислотный:

CaCO₃ = CaO + CO₂; ZnCO₃ = ZnO + CO₂

6. Действие водоотнимающих веществ (фосфорный ангидрид, концентрированная серная кислота) на кислоты:

2HNO₃ + P₂O₅ = N₂O₅ + 2HPO₃; 2HMnO₄ + H₂SO₄ (конц.) = Mn₂O₇ + H₂SO₄∙H₂O

Некоторые оксиды являются природными соединениями (минералами): Fe₂O₃ – гематит, MnO₂ – пиролюзит, TiO₂ – рутил, SnO₂ – касситерит и др.

2.1.5. Закономерности изменения свойств оксидов

Свойства солеобразующих оксидов закономерно изменяются в соответствии с расположением элементов в Периодической системе и изменением валентности элемента.

В периодах оснóвные свойства оксидов ослабевают, а кислотные – усиливаются.

Например, для элементов третьего периода (натрий, магний, алюминий, кремний, фосфор, сера, хлор) свойства оксидов изменяются так:

Na2O MgO	Al2O3	SiO2 P4O10 SO3 Cl2O7
О с н ó в н ы е	Амфотерный	К и с л о т н ы е

В главных подгруппах Периодической системы у оксидов ослабевают кислотные свойства, а оснóвные – усиливаются.

Например, у элементов главной подгруппы третьей группы (бор, алюминий, галлий, индий, таллий) свойства оксидов изменяются так:

B2O3	Al2O3 Ga2O3 In2O3	Tl2O3
Кислотный	А м ф о т е р н ы е	Оснóвный

Металлы переменной валентности образуют по несколько оксидов. У таких оксидов с увеличением валентности (степени окисления) металла оснóвные свойства ослабевают, а кислотные – усиливаются. Наглядным примером проявления этой закономерности являются оксиды марганца:

MnO Оснóвный

Mn2O3 MnO2 Амфотерные

MnO3 Mn2O7 К и с л о т н ы е

2.1.6. Двойные оксиды

Металлы переменной валентности образуют по несколько оксидов. С увеличением валентности металла уменьшаются оснóвные и увеличиваются кислотные свойства их оксидов. Вследствие этого оксиды одного и того же металла могут взаимодействовать между собой (обычно это происходит при нагревании) с образованием двойных оксидов, например:

FeO + Fe₂O₃ = Fe₃O₄ (или FeO∙Fe₂O₃); 2PbO + PbO₂ = Pb₃O₄ (или 2PbO∙PbO₂)

Примечание. Двойные оксиды можно рассматривать как соли, в которых содержатся атомы одного и того же металла, но с разной валентностью. Например, двойной оксид Pb₃O₄ является солью Pb₂PbO₄, в которой первые два атома свинца двухвалентны, а третий – четырёхвалентен. Название этой соли – плюмбат свинца (IV).