Оксида ( / ɒ к с aɪ д / ) представляет собой химическое соединение , которое содержит по меньшей мере один кислородный атом и один другой элемент [1] в своей химической формуле . Сам «оксид» - это дианион кислорода, (молекулярный) ион O 2– . Металлические оксиды , таким образом , как правило , содержат анион из кислорода в степени окисления -2. Большая часть земной корысостоит из твердых оксидов, возникающих в результате окисления элементов кислородом воздуха или воды. Даже материалы, которые считаются чистыми элементами, часто имеют оксидное покрытие. Например, алюминиевая фольга образует тонкий слой Al 2 O 3 (называемый пассивирующим слоем ), который защищает фольгу от дальнейшей коррозии . [2] Некоторые элементы могут образовывать несколько оксидов, различающихся по количеству элемента, соединяющегося с кислородом. Примеры: углерод , железо , азот (см. Оксид азота ), кремний , титан иалюминий . В таких случаях оксиды выделяются путем указания числа атомов , участвующих, как и в окиси углерода и двуокиси углерода , или путем указания элемента окисления , как в оксиде железа (II) и оксид железа (III) .
Формирование [ править ]
Из-за своей электроотрицательности кислород образует прочные химические связи почти со всеми элементами с образованием соответствующих оксидов. Благородные металлы (такие как золото или платина ) ценятся, потому что они сопротивляются прямому химическому соединению с кислородом, а такие вещества, как оксид золота (III), должны образовываться косвенным путем.
Двумя независимыми путями коррозии элементов являются гидролиз и окисление кислородом. Сочетание воды и кислорода еще более агрессивно. Практически все элементы горят в атмосфере кислорода или богатой кислородом среде. В присутствии воды и кислорода (или просто воздуха) некоторые элементы - натрий - быстро реагируют с образованием гидроксидов. Отчасти по этой причине щелочные и щелочноземельные металлы не встречаются в природе в их металлической, т.е. самородной, форме. Цезий настолько реактивен с кислородом, что его используют в качестве газопоглотителя в вакуумных трубках и растворах калия и натрия, так называемом NaK.используются для дезоксигенирования и обезвоживания некоторых органических растворителей. Поверхность большинства металлов состоит из оксидов и гидроксидов в присутствии воздуха. Хорошо известным примером является алюминиевая фольга , покрытая тонкой пленкой оксида алюминия, которая пассивирует металл, замедляя дальнейшую коррозию . Слой оксида алюминия может быть увеличен до большей толщины с помощью процесса электролитического анодирования . Хотя твердые магний и алюминий медленно реагируют с кислородом в STP, они, как и большинство металлов, горят на воздухе, создавая очень высокие температуры. Мелкозернистые порошки большинства металлов могут быть взрывоопасными на воздухе. Следовательно, они часто используются втвердотопливные ракеты .
В сухом кислороде железо легко образует оксид железа (II) , но для образования гидратированных оксидов железа Fe 2 O 3 - x (OH) 2 x , которые в основном содержат ржавчину, обычно требуется кислород и вода. Производство свободного кислорода фотосинтезирующими бактериями около 3,5 миллиардов лет назад привело к осаждению железа из раствора в океанах в виде Fe 2 O 3 в экономически важном железорудном гематите .
Структура [ править ]
Оксиды имеют ряд различных структур, от отдельных молекул до полимерных и кристаллических структур. В стандартных условиях оксиды могут варьироваться от твердых веществ до газов.
Оксиды металлов [ править ]
Оксиды большинства металлов имеют полимерную структуру. [3] Оксид обычно связывает три атома металла (например, структура рутила) или шесть атомов металла (структуры карборунда или каменной соли ). Поскольку МО-связи обычно прочные, и эти соединения представляют собой сшитые полимеры , твердые вещества обычно нерастворимы в растворителях, хотя и подвергаются воздействию кислот и оснований. Формулы часто обманчиво просты, если многие из них являются нестехиометрическими соединениями . [2]
Молекулярные оксиды [ править ]
- Некоторые важные газообразные оксиды
Двуокись углерода является основным продуктом сгорания ископаемого топлива.
Окись углерода является продуктом неполного сгорания топлива на основе углерода и прекурсором многих полезных химикатов.
Двуокись азота является проблемным загрязнителем из двигателей внутреннего сгорания.
Диоксид серы , основной оксид серы , испускается вулканами.
Закись азота («веселящий газ») - мощный парниковый газ, производимый почвенными бактериями.
Хотя большинство оксидов металлов являются полимерными , некоторые оксиды представляют собой молекулы. Примерами молекулярных оксидов являются диоксид углерода и монооксид углерода . Все простые оксиды азота являются молекулярными, например NO, N 2 O, NO 2 и N 2 O 4 . Пятиокись фосфора - более сложный молекулярный оксид с обманчивым названием, настоящая формула которого - P 4 O 10 . Некоторые полимерные оксиды деполимеризуются при нагревании с образованием молекул, например диоксид селена и триоксид серы.. Тетроксиды встречаются редко. Более общие примеры: рутений , осмий тетраоксид и тетраоксид ксенон .
Известно много оксианионов , таких как полифосфаты и полиоксометаллаты . Оксикатионы встречаются реже, некоторыми примерами являются нитрозоний (NO + ), ванадил (VO 2+ ) и уранил ( UO2+
2). Конечно, известно много соединений как с оксидами, так и с другими группами. В органической химии к ним относятся кетоны и многие родственные карбонильные соединения. Для переходных металлов известно множество оксокомплексов , а также оксигалогенидов .
Сокращение [ править ]
Превращение оксида металла в металл называется восстановлением. Восстановление может быть вызвано многими реагентами. Многие оксиды металлов превращаются в металлы просто при нагревании.
Уменьшение углеродом [ править ]
Металлы «извлекаются» из оксидов химическим восстановлением, то есть добавлением химического реагента. Распространенным и дешевым восстановителем является углерод в виде кокса . Наиболее ярким примером является выплавка железной руды . Участвует много реакций, но упрощенное уравнение обычно имеет вид: [2]
- 2 Fe 2 O 3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO 2
Оксиды металлов можно восстанавливать органическими соединениями. Этот окислительно-восстановительный процесс является основой многих важных преобразований в химии, таких как детоксикация лекарств с помощью ферментов P450 и производство оксида этилена , который превращается в антифриз. В таких системах металлический центр передает оксидный лиганд органическому соединению с последующей регенерацией оксида металла, часто кислородом воздуха.
Уменьшение при нагревании [ править ]
Металлы с более низкой реактивностью можно уменьшить только путем нагревания. Например, оксид серебра разлагается при 200 ° C: [4]
- 2 Ag 2 O → 4 Ag + O 2
Уменьшение за счет смещения [ править ]
Металлы с более высокой реакционной способностью вытесняют оксид металлов с меньшей реакционной способностью. Например, цинк более активен, чем медь , поэтому он замещает оксид меди (II) с образованием оксида цинка :
- Zn + CuO → ZnO + Cu
Восстановление водородом [ править ]
Помимо металлов, водород также может замещать оксиды металлов с образованием оксида водорода , также известного как вода:
- H 2 + CuO → Cu + H 2 O
Восстановление электролизом [ править ]
Поскольку металлы, которые являются реакционноспособными, образуют оксиды, которые являются стабильными, некоторые оксиды металлов необходимо подвергнуть электролизу для восстановления. Это включает в себя оксид натрия , оксид калия , оксид кальция , оксид магния и оксид алюминия . Перед погружением в них графитовых электродов оксиды необходимо расплавить :
- 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2
Гидролиз и растворение [ править ]
Оксиды обычно реагируют с кислотами или основаниями , иногда с обоими. Те, которые вступают в реакцию только с кислотами, называются основными оксидами. Те, которые вступают в реакцию только с помощью оснований, называются «кислыми оксидами». Оксиды, которые реагируют с обоими, являются амфотерными . Металлы имеют тенденцию образовывать основные оксиды, неметаллы - кислые оксиды, а амфотерные оксиды образуются элементами, расположенными на границе между металлами и неметаллами ( металлоидами ). Эта реакционная способность лежит в основе многих практических процессов, таких как извлечение некоторых металлов из их руд в процессе, называемом гидрометаллургией .
Оксиды более электроположительных элементов имеют тенденцию быть основными. Их называют основными ангидридами . Под воздействием воды они могут образовывать основные гидроксиды . Например, оксид натрия является основным - при гидратации он образует гидроксид натрия . Оксиды более электроотрицательных элементов имеют тенденцию быть кислыми. Их называют «ангидридами кислот»; добавляя воду, они образуют оксокислоты . Например, гептоксид дихлора представляет собой ангидрид кислоты; хлорная кислота - это полностью гидратированная форма. Некоторые оксиды могут действовать как кислоты и основания. Они амфотерные . Пример - оксид алюминия.. Некоторые оксиды не проявляют поведения как кислоты или основания.
Ион оксида имеет формулу O 2- . Это сопр женное основание из гидроксида иона, OH - и встречается в ионных твердых веществ , таких как оксид кальция . O 2- нестабилен в водном растворе - его сродство к H + настолько велико (p K b ~ -38), что он отрывает протон от молекулы H 2 O растворителя :
- O 2− + H 2 O → 2 ОН -
Константа равновесия вышеуказанных реакций pK eq ~ −22.
В 18 веке оксиды называли кальцием или кальцием в честь процесса прокаливания, используемого для производства оксидов. Позже Calx был заменен на oxyd.
Восстановительное растворение [ править ]
Восстановительное растворение оксида переходного металла происходит, когда растворение связано с окислительно- восстановительным процессом . [5] Например, оксиды железа растворяются в присутствии восстановителей, которые могут включать органические соединения. [6] или бактерии [7] Восстановительное растворение является неотъемлемой частью геохимических явлений, таких как цикл железа . [8]
Восстановительное растворение не обязательно происходит на участке адсорбции восстановителя. Вместо этого добавленный электрон проходит через частицу, вызывая восстановительное растворение в другом месте частицы. [9] [10]
Номенклатура и формулы [ править ]
Иногда для обозначения оксидов используют соотношение металл-кислород. Таким образом, NbO будет называться монооксидом ниобия, а TiO 2 - диоксидом титана . Это название следует за греческими числовыми префиксами . В более ранней литературе и в настоящее время в промышленности оксиды называют добавлением суффикса -a к названию элемента. Следовательно, оксид алюминия, оксид магния и оксид хрома представляют собой соответственно Al 2 O 3 , MgO и Cr 2 O 3 .
К особым типам оксидов относятся пероксид O 2 2– и супероксид O 2 - . В таких веществах кислород имеет более высокую степень окисления, чем оксид.
В химических формулах оксидов этих химических элементов в их самой высокой степени окисления предсказуемы и являются производными от числа валентных электронов для этого элемента. Даже химическая формула O 4 , тетракислорода , предсказуема как элемент группы 16 . Единственным исключением является медь , для которой оксид с самой высокой степенью окисления представляет собой оксид меди (II), а не оксид меди (I) . Другим исключением является фторид , который существует не как F 2 O 7, как можно было бы ожидать, а как OF 2 .[11]
Поскольку фтор более электроотрицателен, чем кислород, дифторид кислорода (OF 2 ) не представляет собой оксид фтора, а вместо этого представляет собой фторид кислорода.
Примеры оксидов [ править ]
В следующей таблице приведены примеры обычно встречающихся оксидов. Приведено лишь несколько представителей, так как количество встречающихся на практике многоатомных ионов очень велико.
| Имя | Формула | Найдено / Использование |
|---|---|---|
| Вода (оксид водорода) | ЧАС 2О | Обычный растворитель , необходимый для жизни на основе углерода |
| Оксид азота | N 2О | Веселящий газ , анестетик (используется в сочетании с двухатомным кислородом (O 2 ) для обезболивания закисью азота и кислородом ), продуцируемый азотфиксирующими бактериями , закись азота , окислитель в ракетной технике , аэрозольный пропеллент , рекреационный наркотик , парниковый газ . Другие оксиды азота, такие как NO 2( диоксид азота ), NO ( оксид азота ), N 2О 3( триоксид диазота ) и N 2О 4( четырехокись азота ) существуют, особенно в районах с заметным загрязнением воздуха . Они также являются сильными окислителями, могут добавлять азотную кислоту в кислотные дожди и вредны для здоровья. |
| Диоксид кремния | SiO 2 | Песок , кварц |
| Оксид железа (II, III) | Fe 3О 4 | Железная руда , ржавчина вместе с оксидом железа (III) ( Fe 2О 3) |
| Оксид алюминия | Al 2О 3 | Алюминиевая руда, оксид алюминия , корунд , рубин (корунд с примесями из хрома ). |
| Оксид цинка | ZnO | Требуется для вулканизации из каучука , добавки к бетону , солнцезащитный крем , уход за кожей лосьоны, антибактериальные и противогрибковые свойства, пищевая добавка , белого пигмента . |
| Углекислый газ | CO 2 | Составляющие в атмосфере Земли , наиболее распространенного и важного парникового газ , используемые растениями в процессе фотосинтеза , чтобы сделать сахар , продукт биологических процессов , такими как дыхание и химическими реакции , такими как сгорание и химическое разложение из карбонатов . CO или окись углерода существует как продукт неполного сгорания и является высокотоксичным газом . |
| Оксид кальция | CaO | Негашеный (используемая в строительстве , чтобы сделать ступку и бетон ), используемой в Самонагревающихся банках из - за экзотермическую реакцию с водой для получения гидроксида кальция , возможного ингредиента в греческом огне и производит центр внимания при нагревании свыше 2400 ° по Цельсию . |
См. Также [ править ]
 | Поищите оксид в Викисловаре, бесплатном словаре. |
- Другие ионы кислорода озонид , O 3 - , супероксид , O 2 - , пероксид , O 2 2- и диоксигенил , O 2 + .
- Субоксид
- Оксогалогенид
- Оксианион
- Сложный оксид
- Список оксидов см. В разделе Категория: Оксиды .
- Соль
Ссылки [ править ]
- ^ Основы химии колледжа, 12-е издание
- ^ a b c Гринвуд, штат Нью-Йорк; И Эрншоу, А. (1997). Химия элементов (2-е изд.), Оксфорд: Баттерворт-Хайнеманн. ISBN 0-7506-3365-4 .
- Перейти ↑ PA Cox (2010). Оксиды переходных металлов. Введение в их электронную структуру и свойства . Издательство Оксфордского университета. ISBN 9780199588947.CS1 maint: использует параметр авторов ( ссылка )
- ^ http://chemister.ru/Database/properties-en.php?dbid=1&id=4098
- ^ Корнелл, RM; Швертманн, У. (2003). Оксиды железа: структура, свойства, реакции, встречаемость и использование, второе издание . п. 306. DOI : 10.1002 / 3527602097 . ISBN 9783527302741.
- ^ Сульцбергер, Барбара; Сутер, Дэниел; Зифферт, Кристоф; Банварт, Стивен; Штумм, Вернер (1989). «Растворение оксидов Fe (III) (гидр) в природных водах; лабораторная оценка кинетики, контролируемой поверхностной координацией». Морская химия . 28 (1–3): 127–144. DOI : 10.1016 / 0304-4203 (89) 90191-6 . ISSN 0304-4203 .
- ^ Роден, Эрик Э. (2008). «Микробиологический контроль геохимической кинетики 1: основы и тематическое исследование по восстановлению микробного оксида Fe (III)». Кинетика взаимодействия воды и породы . С. 335–415. DOI : 10.1007 / 978-0-387-73563-4_8 . ISBN 978-0-387-73562-7.
- ^ Корнелл, RM; Швертманн, У. (2003). Оксиды железа: структура, свойства, реакции, встречаемость и использование, второе издание . п. 323. DOI : 10.1002 / 3527602097 . ISBN 9783527302741.
- ^ Янина, С.В.; Россо, КМ (2008). «Связанная реакционная способность на границах раздела минеральная вода за счет проводимости объемных кристаллов» . Наука . 320 (5873): 218–222. Bibcode : 2008Sci ... 320..218Y . DOI : 10.1126 / science.1154833 . ISSN 0036-8075 . PMID 18323417 . S2CID 8289796 .
- ^ Chatman, S .; Zarzycki, P .; Россо, КМ (2015). «Самопроизвольное окисление воды на гранях кристаллов гематита (α-Fe2O3)» (PDF) . Прикладные материалы и интерфейсы ACS . 7 (3): 1550–1559. DOI : 10.1021 / am5067783 . ISSN 1944-8244 .
- ^ Шульц, Эмерик (2005). «Полное использование потенциала Периодической таблицы с помощью распознавания образов». J. Chem. Educ . 82 (11): 1649. Bibcode : 2005JChEd..82.1649S . DOI : 10.1021 / ed082p1649 .
