Оксиды: классификация, свойства и применение¶

Оксиды — это бинарные химические соединения химических элементов с кислородом в степени окисления −2, в которых атомы кислорода связаны только с атомами другого элемента. Оксиды представляют собой один из наиболее распространённых классов неорганических веществ: к ним относятся вода, углекислый газ, песок (диоксид кремния), ржавчина (оксид железа) и многие другие соединения, играющие фундаментальную роль в составе земной коры, атмосферы и живых организмов.

¶Классификация оксидов

Классификация оксидов проводится по нескольким признакам: по химическим свойствам, по строению и по кислотно-основным характеристикам.

¶По кислотно-основным свойствам

Основным критерием деления является способность оксидов реагировать с кислотами и основаниями с образованием солей. По этому признаку выделяют:

• Солеобразующие оксиды — образуют соли при взаимодействии с кислотами или основаниями. Они, в свою очередь, делятся на:
• Основные оксиды — оксиды металлов в низких степенях окисления (обычно +1, +2), которым соответствуют основания. Классические примеры: оксид натрия (Na₂O), оксид кальция (CaO, негашёная известь), оксид железа(II) (FeO). Они реагируют с кислотами, образуя соль и воду.
• Кислотные оксиды (ангидриды кислот) — оксиды неметаллов и металлов в высоких степенях окисления (от +4 до +7). Им соответствуют кислоты. Примеры: углекислый газ (CO₂), сернистый газ (SO₂), оксид фосфора(V) (P₂O₅), оксид хрома(VI) (CrO₃). Они реагируют с основаниями, образуя соль и воду.
• Амфотерные оксиды — проявляют двойственную природу: в зависимости от условий реагируют и с кислотами, и с основаниями. К ним относятся оксид алюминия (Al₂O₃), оксид цинка (ZnO), оксид хрома(III) (Cr₂O₃), оксид свинца(II) (PbO).

• Несолеобразующие оксиды (безразличные) — не образуют солей и не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями в обычных условиях. К ним относятся оксид азота(I) (N₂O, «веселящий газ»), оксид азота(II) (NO), оксид углерода(II) (CO, угарный газ), оксид кремния(II) (SiO).

¶По другим признакам

По строению различают молекулярные оксиды (CO₂, H₂O, SO₂ — существуют в виде отдельных молекул) и немолекулярные (полимерные) оксиды с кристаллической решёткой (SiO₂, Al₂O₃, Fe₂O₃). По числу атомов кислорода выделяют низшие (MO, M₂O) и высшие (M₂O₅, MO₃) оксиды. Существуют также смешанные оксиды, содержащие атомы одного элемента в разных степенях окисления, например, оксид железа(II,III) — магнетит (Fe₃O₄), и двойные оксиды, например, алюминат магния (MgAl₂O₄).

¶Химические свойства

Химическое поведение оксидов определяется их кислотно-основным характером. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, кислотные — с основаниями, амфотерные — с обоими классами соединений.

Важнейшим свойством многих оксидов является способность реагировать с водой. При этом основные оксиды (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов) образуют щёлочи, например: CaO + H₂O → Ca(OH)₂. Кислотные оксиды образуют кислородсодержащие кислоты: SO₃ + H₂O → H₂SO₄. Амфотерные и большинство основных оксидов переходных металлов с водой не реагируют.

Оксиды металлов могут восстанавливаться до свободных металлов водородом, углеродом или более активными металлами. Эта реакция лежит в основе металлургических процессов: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂. Многие оксиды проявляют окислительно-восстановительные свойства; например, пероксиды (формально не являющиеся оксидами, но близкие к ним) и оксиды металлов в высоких степенях окисления являются сильными окислителями.

¶Получение

Существует несколько общих способов получения оксидов:

• Прямое взаимодействие простых веществ с кислородом — горение металлов и неметаллов: 4Na + O₂ → 2Na₂O; S + O₂ → SO₂.
• Термическое разложение гидроксидов, солей и некоторых кислот: CaCO₃ → CaO + CO₂↑ (t°); 2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O (t°).
• Окисление низших оксидов и других соединений: 2NO + O₂ → 2NO₂.
• Взаимодействие металлов с окислителями (например, с концентрированной серной кислотой) или восстановление высших оксидов.

В промышленности оксиды получают в огромных масштабах: обжигом сульфидных руд (ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂), прокаливанием карбонатов и другими методами.

¶Применение оксидов

Оксиды находят широчайшее применение в промышленности, технике, строительстве и быту. Ниже перечислены наиболее значимые представители:

• Вода (H₂O) — оксид водорода, универсальный растворитель и необходимый компонент всех живых организмов.
• Диоксид кремния (SiO₂) — основной компонент песка, кварца и горных пород; используется в производстве стекла, керамики, бетона, оптического волокна и в электронике.
• Оксид кальция (CaO) — негашёная известь, применяется в строительстве для производства вяжущих материалов, в сельском хозяйстве для известкования почв.
• Оксид алюминия (Al₂O₃) — основа для получения алюминия электролизом, используется как абразивный материал (корунд), в производстве огнеупоров и керамики.
• Углекислый газ (CO₂) — применяется в пищевой промышленности для газирования напитков, в пожаротушении, в качестве сухого льда.
• Оксиды железа (Fe₂O₃, Fe₃O₄) — используются как пигменты, сырьё в чёрной металлургии, компоненты магнитных материалов.
• Оксид цинка (ZnO) — применяется в медицине (мази, присыпки), в производстве резины, красок, косметики.
• Диоксид титана (TiO₂) — важнейший белый пигмент, используется в производстве красок, бумаги, пластмасс и солнцезащитных кремов.

Оксиды азота (NO, NO₂) и серы (SO₂) являются основными загрязнителями атмосферы, вызывающими образование кислотных дождей, а также участвуют в фотохимическом смоге. Оксид углерода(II) (CO) — токсичный угарный газ, образующийся при неполном сгорании топлива.

¶Оксиды в природе

Оксиды составляют значительную часть земной коры. Около 47 % массы земной коры приходится на кислород, который входит в состав оксидов и солей. Наиболее распространённым оксидом в земной коре является диоксид кремния (SiO₂) и алюмосиликаты. Оксиды железа придают красноватый цвет многим почвам и горным породам. Вода в виде океанов, ледников и пара — важнейший оксид гидросферы и атмосферы. Оксиды металлов встречаются в виде руд, из которых промышленным способом выплавляют металлы.