Получение оксидов. Особые оксиды

Оксиды образуются в реакциях почти всех классов веществ — при горении, обжиге, разложении. Знать способы получения нужно для цепочек превращений (задания 9 и 31): по ним видно, из чего может получиться тот или иной оксид.

Способы получения

Горение простых веществ в кислороде: \(\ce{S + O2 -> SO2}\), \(\ce{4P + 5O2 -> 2P2O5}\), \(\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}\), \(\ce{3Fe + 2O2 -> Fe3O4}\). Исключения: азот соединяется с кислородом только при очень высокой температуре или в электрическом разряде (\(\ce{N2 + O2 <=> 2NO}\)); натрий сгорает в пероксид \(\ce{Na2O2}\), калий — в надпероксид \(\ce{KO2}\); золото и платина не горят.

Горение и обжиг сложных веществ — сульфидов, водородных соединений, органических веществ:

\[ \ce{4FeS2 + 11O2 ->[t^\circ] 2Fe2O3 + 8SO2}; \qquad \ce{2ZnS + 3O2 ->[t^\circ] 2ZnO + 2SO2}; \qquad \ce{2H2S + 3O2 -> 2SO2 + 2H2O} \]

Разложение при нагревании нерастворимых оснований, карбонатов (кроме карбонатов щелочных металлов), нитратов металлов от магния до меди, нерастворимых кислот:

\[ \ce{Cu(OH)2 ->[t^\circ] CuO + H2O}; \qquad \ce{2Fe(OH)3 ->[t^\circ] Fe2O3 + 3H2O}; \qquad \ce{CaCO3 ->[t^\circ] CaO + CO2 ^} \]

\[ \ce{2Cu(NO3)2 ->[t^\circ] 2CuO + 4NO2 ^ + O2 ^}; \qquad \ce{H2SiO3 ->[t^\circ] SiO2 + H2O} \]

Угольная и сернистая кислоты разлагаются уже при обычной температуре: при подкислении карбонатов и сульфитов выделяются \(\ce{CO2}\) и \(\ce{SO2}\).

Окисление и восстановление оксидов: \(\ce{2SO2 + O2 <=>[V2O5] 2SO3}\), \(\ce{2NO + O2 -> 2NO2}\), \(\ce{4FeO + O2 -> 2Fe2O3}\), \(\ce{CO2 + C ->[t^\circ] 2CO}\).

Особые оксиды

Несколько оксидов ведут себя необычно, и их свойства часто проверяют.

• Оксид азота(IV) \(\ce{NO2}\) — бурый ядовитый газ, димеризуется (\(\ce{2NO2 <=> N2O4}\)), с водой и щёлочью диспропорционирует: \(\ce{2NO2 + 2NaOH -> NaNO2 + NaNO3 + H2O}\).
• Оксиды хрома: \(\ce{CrO}\) — основный, \(\ce{Cr2O3}\) — амфотерный (зелёный, пигмент), \(\ce{CrO3}\) — кислотный, сильный окислитель; с водой даёт хромовую и дихромовую кислоты.
• Оксиды марганца: \(\ce{MnO}\) — основный, \(\ce{MnO2}\) — амфотерный и окислитель (\(\ce{MnO2 + 4HCl -> MnCl2 + Cl2 ^ + 2H2O}\)), катализатор разложения \(\ce{H2O2}\) и \(\ce{KClO3}\); \(\ce{Mn2O7}\) — кислотный.
• Железная окалина \(\ce{Fe3O4}\) (\(\ce{FeO.Fe2O3}\)) с кислотами-неокислителями даёт две соли: \(\ce{Fe3O4 + 8HCl -> FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O}\).
• Оксид фосфора(V) жадно поглощает воду — им осушают газы.
• Оксид серы(IV) — двойственный: восстановитель (обесцвечивает бромную воду и перманганат) и окислитель (с сероводородом даёт серу).