Оксид

редактировать
Элементарная ячейка из рутила. Центры Ti (IV) серые; кислородные центры красные. Обратите внимание, что кислород образует три связи с титаном, а титан образует шесть связей с кислородом.

Оксида ( / ɒ к с aɪ д / ) представляет собой химическое соединение, которое содержит по меньшей мере один кислородный атом и один другой элемент в своей химической формуле. Сам «оксид» - это дианион кислорода, (молекулярный) ион O 2–. Металлические оксиды, таким образом, как правило, содержат анион кислорода в степени окисления -2. Большая часть земной коры состоит из твердых оксидов 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. Некоторые элементы могут образовывать несколько оксидов, различающихся по количеству элемента, соединяющегося с кислородом. Примерами являются углерод, железо, азот (см. Оксид азота ), кремний, титан, литий и алюминий. 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).

СОДЕРЖАНИЕ
  • 1 Формирование
  • 2 Структура
    • 2.1 Оксиды металлов
    • 2.2 Молекулярные оксиды
  • 3 Снижение
    • 3.1 Восстановление за счет углерода
    • 3.2 Восстановление при нагревании
    • 3.3 Уменьшение за счет смещения
    • 3.4 Восстановление водородом
    • 3.5 Восстановление электролизом
  • 4 Гидролиз и растворение
  • 5 Восстановительное растворение
  • 6 Номенклатура и формулы
  • 7 Примеры оксидов
  • 8 См. Также
  • 9 ссылки
Формирование
Основная статья: Коррозия

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. Комбинация воды и кислорода еще более агрессивна. 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 он используется в качестве газопоглотителя в вакуумных трубках, а растворы калия и натрия, так называемый NaK, используются для деоксигенации 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 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 в твердотопливных ракетах.

Оксиды, такие как оксид железа (III) или ржавчина, состоящая из гидратированных оксидов железа (III) Fe 2 O 3 n H 2 O и оксида-гидроксида железа (III) (FeO (OH), Fe (OH) 3), образуются, когда кислород соединяется с другими элементами

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.

Состав

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

Оксиды большинства металлов имеют полимерную структуру. Оксид обычно связывает три атома металла (например, структура рутила) или шесть атомов металла (структуры карборунда или каменной соли ). Поскольку МО-связи обычно прочные, а эти соединения представляют собой сшитые полимеры, твердые вещества, как правило, нерастворимы в растворителях, хотя на них действуют кислоты и основания. Формулы часто обманчиво просты, если многие из них являются нестехиометрическими соединениями.

Молекулярные оксиды

  • 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, реальная формула которого - P 4 O 10. Некоторые полимерные оксиды деполимеризуются при нагревании с образованием молекул, примерами которых являются 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 много оксокомплексов, а также оксигалогенидов.

Снижение

Превращение оксида металла в металл называется восстановлением. Восстановление может быть вызвано многими реагентами. Многие оксиды металлов превращаются в металлы просто при нагревании.

Уменьшение углеродом

Смотрите также: Карботермическое восстановление

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 отображается как:

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 ферментами P450 и производство этиленоксида, 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

Смотрите также: Термическое разложение

Металлы с более низкой реактивностью можно уменьшить только путем нагревания. Например, оксид серебра разлагается при 200 ° C:

2 Ag 2 O → 4 Ag + O 2

Уменьшение за счет смещения

Смотрите также: Одиночная реакция смещения

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

Смотрите также: Одиночная реакция смещения

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

Смотрите также: Электролиз

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

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 p K 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

Восстановительное растворение оксида переходного металла происходит, когда растворение связано с окислительно- восстановительным процессом. Например, оксиды трехвалентного железа растворяются в присутствии восстановителей, которые могут включать органические соединения. или бактерии Восстановительное растворение является неотъемлемой частью геохимических явлений, таких как цикл железа.

Восстановительное растворение не обязательно происходит на участке адсорбции восстановителя. Вместо этого добавленный электрон проходит через частицу, вызывая восстановительное растворение в другом месте частицы.

Номенклатура и формулы

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 видам оксидов относятся пероксид, O2- 2, и супероксид, O- 2. В таких формах кислород имеет более высокую (менее отрицательную) 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 оксидом с наивысшей степенью окисления является 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.

Поскольку фтор более электроотрицателен, чем кислород, дифторид кислорода (OF 2) не представляет собой оксид фтора, а вместо этого представляет собой фторид кислорода.

Примеры оксидов

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 Обычный растворитель, необходимый для жизни на основе углерода
Оксид азота N 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 3( триоксид диазота ) и N 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 4 Железная руда, ржавчина вместе с оксидом железа (III) ( Fe 3)
Оксид алюминия Al 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 Негашеная известь (используется в строительстве для приготовления раствора и бетона ), используемая в самонагревающихся банках из-за экзотермической реакции с водой с образованием гидроксида кальция, возможного ингредиента греческого огня и выделяет свет при нагревании более 2400 ° по Цельсию.
Смотрите также
использованная литература
Последняя правка сделана 2023-03-21 05:33:09
Содержание доступно по лицензии CC BY-SA 3.0 (если не указано иное).
Обратная связь: support@alphapedia.ru
Соглашение
О проекте