Мы продолжаем с вами рассматривать оксиды. Давайте вспомним характерные свойства амфотерных, кислотных, основных оксидов и еще рассмотрим частные случаи (вы с ними можете столкнуться при решении второй части заданий ЕГЭ по химии.
Итак, оксиды – это бинарные соединения (состоящие из двух элементов), содержащих атомы кислорода в степени окисления -2. Мы не рассматриваем сейчас понятие сложных оксидов. С ними познакомимся чуть позже в отдельных статьях для тех, кто хочет знать немного больше, чем на сто баллов ЕГЭ по химии.
Классификация оксидов.
Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды – оксиды которые в реакциях с кислотами и щелочами образуют соли. Несолеобразующие оксиды – неиндифферентные оксиды. Таким оксидам соли не соответствуют (примеры несолеобразующих оксидов- монооксид азота, монооксид кремния, угарный газ.
Основные оксиды – оксиды, которые вступают в реакцию с кислотами с образованием солей. Основным оксидам соответствуют гидроксиды. Нетрудно догадаться, что к ним относятся оксиды щелочных и щелочноземельных элементов.
Кислотные оксиды – оксиды, при реакции с щелочами образующие соли. К ним относятся диоксид углерода, оксид фосфора. Вообще этим оксидам соответствуют кислоты. К примеру диоксиду углерода соответствует угольная кислота.
Кислотными оксидами являются все солеобразующие оксиды неметаллов и оксиды металлов в высоких степенях окисления. Кстати, кислотные оксиды имеют еще название ангидридов кислот.
Амфотерные оксиды – оксиды проявляющие свойства и кислотных и основных оксидов. Они вступают в реакции с кислотами и с основаниями с образованием солей. Амфотерным оксидам отвечают амфотерные основания. Амфотерными оксидами являются оксиды металлов в средних степенях окисления (в основном +3, +4).
В случае если металл проявляет разные степени окисления и образует несколько оксидов, то чем выше степень окисления металла, тем более кислотный характер имеет этот оксид.
Химические свойства оксидов
Основные оксиды вступаю в реакцию с водой с образованием оснований, при условии, что последние растворимы. Оксиды, которым соответствуют нерастворимые основания с водой не реагируют. Все основные оксиды вступают в реакцию с кислотами с образованием соли и воды.
Ангидриды в реакции с водой образуют кислоты. Большинство кислотных оксидов реагирует с водой. Но если у нас в наличии оксид нерастворимой кислоты, то такой оксид с водой не реагирует. Со щелочами кислотные оксиды реагируют с образованием соли и воды.
Основные оксиды с кислотными оксидами взаимодействуют между собой образуя соли (к примеру оксид магния в реакции с диоксидом углерода дает карбонат магния).
Получение оксидов
Оксиды в основном можно получить реакцией соединения простого вещества с кислородом при высокой температуре.
Еще один способ получения оксидов – разложение соответствующих кислот и оснований, солей (например, гидроксид меди при нагревании разлагается на оксид меди и воду, а нитрат свинца дает оксид свинца, диоксид азота и кислород.)
Еще один способ получения отдельно взятых оксидов – окисление сложных веществ кислородом.
Частные способы получения оксидов
Как уже было указано выше, оксиды, образующиеся сильно эндотермически, можно получить синтезом из простых веществ. Имеет место для элементов первой-четвертой группы.
К примеру, оксид алюминия мы можем получить синтезом из простых веществ. Если этот процесс заморозить – то он протекает экзотермически (вы, конечно же, помните, что такое экзотермическая реакция). Помним, что у алюминия есть один неспаренный электрон в основном состоянии, а возбуждение атома алюминия с переходом одного электрона на свободные орбитали 3р-подуровня трех неспаренных электронов происходит легко. Это и поясняет. Кстати, почему алюминий трехвалентный.
А теперь давайте посмотрим на классическую реакцию, которая имеет важное значение в топливной промышленности – получение оксида углерода
С(т)+СО2(г)=2СО(г) –энтальпия = 173 кДж
Реакция эндотермическая, значит необходимо повышение температуры для ее успешного протекания. При низких температурных режимах равновесие у нас смещается в сторону разложения монооксида углерода на углерод и углекислый газ. Налицо реакция диспропорционирования. Если мы заглянем в справочные таблицы, то увидим, что температуре порядка 400 градусов и давлении равном атмосферному, равновесие смещено в сторону разложения монооксида углерода практически полностью. А вот если температура у нас порядка 1000 градусов по шкале, то равновесие сдвинуто в сторону образования монооксида. А вот в температурном интервале 400-1000 градусов у нас налицо конкуренция прямой и обратной реакций. Что это значит? А то что если мы возьмем смесь чистого монооксида углерода или смесь диоксида углерода с углем в равных молярных долях и выдержать их при заданной температуре в этом интервале, то и в первом и во втором случае мы получим равновесную смесь угля, диоксида и монооксида углерода. При температуре около 700 градусов – соотношение моноокида углерода и диоксида углерода будут идентичными, но если начать медленно охлаждать СО, который получили при нагревании до 1000 градусов, то равновесие у нас сместится в нужном направлении, концентрация СО постепенно снижается и при достижении 400 градусов в системе уже СО не будет. Но! При температуре ниже 300 градусов, то реакция разложения СО протекает крайне медленно, а при комнатной температуре скорость ее почти равна нулю. Отсюда следует верный вывод: если монооксид углерода, полученный при высокой температуре, резко охладить, то удастся его сохранить при комнатной температуре в метастабильном состоянии. На этом и основан промышленный метод получения СО.
Понятное дело, что намного тяжелее получать те кислородные соединения, которые при обычных условиях существуют только за счет замороженности процесса распада. Классика жанра – оксиды азота.
Как вы думаете почему оксиды азота имеют очень низкую стабильность? Это результат исключительной прочности молекулы азота. Только представьте: образование одного моля молекулы азота из свободных атомов азота сопровождается выделением 945 кДж. Именно поэтому смесь 1 моля азота с 1 и моль кислорода энергетически более выгодное состояние, нежели 2 моль оксида азота. Поэтому, ввиду эндотермичности процесса получения двухвалентного оксида азота, последний может быть получен только при очень высокой температуре. Как вариант – в электрической дуге.
На практике это выглядит так: через трубку с электрической дугой, растянутую магнитным полем в виде диска диаметром в несколько метров, продувают воздух. Скорость продувания воздуха должна быть настолько большой, чтобы результирующая газовая смесь быстро проскакивала зону промежуточных температур, где может пройти обратный процесс – превращение монооксида азота в азот и кислород. Ниже восьмиста градусов процесс распада монооксида азота уже практически заморожен и его в принципе можно сохранить. При температуре 3200 градусов доля выхода NO составляет порядка 4%.
Как видите описанный процесс требует огромных затрат энергии, поэтому, большая часть оксидов азота, требуемых для производства азотной кислоты получают в основном другим способом –каталитическим окислением аммиака. В отсутствие катализатора аммиак горит в кислороде с образованием азота и воды.
На поверхности катализатора из платины или ее сплава с палладием идет иной процесс – образование двухвалентного оксида азота и воды. Соединение NO эндотермичное, а вода – экзотермичное. Сам процесс экзотермичный.
NО легко присоединяет кислород с образованием четырехвалентного оксида азота. Последний в свою очередь растворяется в воде и дает смесь азотной и азотистой кислоты. Азотистая кислота крайне неустойчивая и разлагается по уравнению:
2HNO2=NO+NO2+H2O
Полученный NO2 вновь может реагировать с водой. Если растворение NO2 в воде происходит в присутствии воздуха, то NO окисляется до NO2, который опять вступает в реакцию с водой. В итоге весь четырехвалентный оксид азота превращается в азотную кислоту.
В следующей статье мы с вами рассмотрим еще один пример как один оксид получают из другого оксида того же элемента.
