Окись

Химическое соединение, в котором атомы кислорода соединены с атомами других элементов.

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

Оксид ( / ˈ ɒ k s aɪ d / ) — это химическое соединение , содержащее в своей химической формуле по крайней мере один атом кислорода и один другой элемент ^{[1] . Сам «} оксид » — это дианион (анион, несущий чистый заряд –2) кислорода, ион O ^2– с кислородом в степени окисления −2. Большая часть земной коры состоит из оксидов. Даже материалы, считающиеся чистыми элементами, часто покрываются оксидным слоем. Например, алюминиевая фольга покрывается тонкой пленкой Al 2 O 3 (называемой пассивирующим слоем ), которая защищает фольгу от дальнейшего окисления . ^[2]

Стехиометрия

Оксиды чрезвычайно разнообразны с точки зрения стехиометрии (измеримой связи между реагентами и химическими уравнениями уравнения или реакции) и с точки зрения структур каждой стехиометрии. Большинство элементов образуют оксиды более чем одной стехиометрии. Хорошо известным примером является оксид углерода и диоксид углерода . ^[2] Это относится к бинарным оксидам, то есть соединениям, содержащим только оксид и другой элемент. Гораздо более распространенными, чем бинарные оксиды, являются оксиды более сложной стехиометрии. Такая сложность может возникнуть при введении других катионов (положительно заряженного иона, т. е. того, который будет притягиваться к катоду при электролизе) или других анионов (отрицательно заряженного иона). Силикат железа , Fe ₂ SiO ₄ , минерал фаялит , является одним из многих примеров тройного оксида. Для многих оксидов металлов также существуют возможности полиморфизма и нестехиометрии. ^[3] Например, коммерчески важные диоксиды титана существуют в трех различных структурах. Многие оксиды металлов существуют в различных нестехиометрических состояниях. Многие молекулярные оксиды также существуют с различными лигандами. ^[4]

Для простоты большая часть статьи посвящена бинарным оксидам.

Формирование

Оксиды связаны со всеми элементами, за исключением нескольких благородных газов. Пути образования этого разнообразного семейства соединений соответственно многочисленны.

Оксиды металлов

Многие оксиды металлов возникают при разложении других металлических соединений, например, карбонатов, гидроксидов и нитратов. При получении оксида кальция карбонат кальция (известняк) распадается при нагревании, выделяя углекислый газ: ^[2]

${\displaystyle {\ce {CaCO3 -> CaO + CO2}}}$

Реакция элементов с кислородом воздуха является ключевым этапом коррозии, особенно связанной с коммерческим использованием железа. Почти все элементы образуют оксиды при нагревании в атмосфере кислорода. Например, цинковый порошок сгорает на воздухе, образуя оксид цинка: ^[5]

${\displaystyle {\ce {2 Zn + O2 -> 2 ZnO}}}$

Производство металлов из руд часто включает производство оксидов путем обжига (нагрева) сульфидных минералов металлов на воздухе. Таким образом, _MoS2 ( молибденит ) преобразуется в триоксид молибдена , предшественник практически всех соединений молибдена: ^[6]

${\displaystyle {\ce {2 MoS2 + 7 O2 -> 2MoO3 + 4 SO2}}}$

Благородные металлы (такие как золото и платина ) ценятся, потому что они устойчивы к прямому химическому соединению с кислородом. ^[2]

${\displaystyle {\ce {NiS + 3/2 O2 -> NiO + SO2}}}$

Оксиды неметаллов

Важными и распространенными неметаллическими оксидами являются углекислый газ и оксид углерода . Эти виды образуются при полном или частичном окислении углерода или углеводородов. При недостатке кислорода образуется оксид: ^[2]

${\displaystyle {\ce {CH4 + 3/2 O2 -> CO + 2 H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {C + 1/2 O2 -> CO}}}$

При избытке кислорода продуктом является диоксид углерода, путь протекает через промежуточное образование оксида углерода:

${\displaystyle {\ce {CH4 + 2 O2 -> CO2 + 2 H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {C + O2 -> CO2}}}$

Элементарный азот ( N2 ) трудно преобразовать в оксиды, но при сгорании аммиака образуется оксид азота, который далее реагирует с кислородом _:

${\displaystyle {\ce {4 NH3 + 5 O2 -> 4 NO + 6 H2O}}}$

${\displaystyle {\ce {NO + 1/2 O2 -> NO2}}}$

Эти реакции практикуются при производстве азотной кислоты , товарного химического продукта. ^[7]

Химическое вещество, производимое в промышленных масштабах, — серная кислота . Она производится путем окисления серы до диоксида серы , который отдельно окисляется до триоксида серы : ^[8]

${\displaystyle {\ce {S + O2 -> SO2}}}$

${\displaystyle {\ce {SO2 + 1/2 O2 -> SO3}}}$

Наконец, триоксид превращается в серную кислоту посредством реакции гидратации :

${\displaystyle {\ce {SO3 + H2O -> H2SO4}}}$

Структура

Оксиды имеют ряд структур, от отдельных молекул до полимерных и кристаллических структур. При стандартных условиях оксиды могут варьироваться от твердых веществ до газов. Твердые оксиды металлов обычно имеют полимерные структуры в условиях окружающей среды. ^[9]

Молекулярные оксиды

• Некоторые важные газообразные оксиды
• 
  Углекислый газ является основным продуктом сгорания ископаемого топлива.
• 
  Окись углерода является продуктом неполного сгорания углеродного топлива и предшественником многих полезных химических веществ.
• 
  Диоксид азота является опасным загрязняющим веществом, выделяемым двигателями внутреннего сгорания.
• 
  Диоксид серы , основной оксид серы , выбрасывается вулканами.
• 
  Закись азота («веселящий газ») — мощный парниковый газ, вырабатываемый почвенными бактериями.

Хотя большинство оксидов металлов являются кристаллическими твердыми телами, многие оксиды неметаллов являются молекулами. Примерами молекулярных оксидов являются диоксид углерода и оксид углерода . Все простые оксиды азота являются молекулярными, например, NO, N ₂ O, NO ₂ и N ₂ O ₄ . Пентаоксид фосфора является более сложным молекулярным оксидом с обманчивым названием, настоящая формула - P ₄ O ₁₀ . Тетроксиды редки, несколько более распространенных примеров - тетроксид рутения , тетроксид осмия и тетроксид ксенона . ^[2]

Реакции

Снижение

Восстановление оксида металла до металла практикуется в больших масштабах при производстве некоторых металлов. Многие оксиды металлов превращаются в металлы просто при нагревании (см. Термическое разложение ). Например, оксид серебра разлагается при 200 °C: ^[10]

${\displaystyle {\ce {2 Ag2O -> 4 Ag + O2}}}$

Однако чаще всего оксиды металлов восстанавливаются химическим реагентом. Обычным и дешевым восстановителем является углерод в виде кокса . Наиболее ярким примером является плавка железной руды . Вовлечено много реакций, но упрощенное уравнение обычно выглядит так: ^[2]

${\displaystyle {\ce {2 Fe2O3 + 3 C -> 4 Fe + 3 CO2}}}$

Некоторые оксиды металлов растворяются в присутствии восстановителей, которые могут включать органические соединения. Восстановительное растворение оксидов железа является неотъемлемой частью геохимических явлений, таких как цикл железа . ^[11]

Гидролиз и растворение

Поскольку связи MO обычно прочны, оксиды металлов, как правило, нерастворимы в растворителях, хотя они могут подвергаться воздействию водных кислот и оснований. ^[2]

Растворение оксидов часто дает оксианионы . Добавление водного основания к P ₄ O ₁₀ дает различные фосфаты . Добавление водного основания к MoO ₃ дает полиоксометаллаты . Оксикатионы встречаются реже, некоторые примеры - 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 . ^[2]

Номенклатура и формулы

Химические формулы оксидов химических элементов в их наивысшей степени окисления предсказуемы и выводятся из числа валентных электронов для этого элемента. Даже химическая формула O ₄ , тетракислорода , предсказуема как элемента группы 16 . Исключением является медь , для которой наивысшей степенью окисления является оксид меди (II) , а не оксид меди (I) . Другим исключением является фторид , который существует не так, как можно было бы ожидать — как F ₂ O ₇ — а как OF 2 . ^[12]

Смотрите также

• Другие ионы кислорода озонид , O−3, супероксид , O−2, перекись , О2−2и диоксигенил , O+2.
• Субоксид
• оксогалогенид
• Оксианион
• сложный оксид
• Список оксидов см. в разделе Категория:Оксиды .
• Соль
• Влажные электроны

Ссылки

1. Хайн, Моррис; Арена, Сьюзен (2006). Основы колледжской химии (12-е изд.). Wiley. ISBN 978-0-471-74153-4.
2. Гринвуд, NN; & Эрншоу, А. (1997). Химия элементов (2-е изд.), Оксфорд: Баттерворт-Хайнеманн. ISBN 0-7506-3365-4 . 
3. CNR Rao, B. Raveau (1995). Оксиды переходных металлов . Нью-Йорк: VCH. ISBN 1-56081-647-3.
4. Roesky, Herbert W.; Haiduc, Ionel; Hosmane, Narayan S. (2003). «Органометаллические оксиды основных групп и переходных элементов уменьшают размер неорганических твердых тел до малых молекулярных фрагментов». Chem . Rev. 103 (7): 2579–2596. doi :10.1021/cr020376q. PMID  12848580.
5. Граф, Гюнтер Г. (2000). "Цинк". Энциклопедия промышленной химии Ульмана . doi :10.1002/14356007.a28_509. ISBN 3-527-30673-0.
6. Роджер Ф. Себеник и др. (2005). "Молибден и соединения молибдена". Энциклопедия промышленной химии Ульмана . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a16_655. ISBN 978-3527306732.
7. Тиманн, Майкл; Шайблер, Эрих; Виганд, Карл Вильгельм (2000). «Азотная кислота, азотистая кислота и оксиды азота». Энциклопедия промышленной химии Ульмана . Вайнхайм: Wiley-VCH. дои : 10.1002/14356007.a17_293. ISBN 978-3527306732.
8. Мюллер, Герман (2000). "Серная кислота и триоксид серы". Энциклопедия промышленной химии Ульмана . Weinheim: Wiley-VCH. doi :10.1002/14356007.a25_635. ISBN 3527306730.
9. PA Cox (2010). Оксиды переходных металлов. Введение в их электронную структуру и свойства . Oxford University Press. ISBN 978-0-19-958894-7.
10. «Оксид серебра».
11. Корнелл, Р. М.; Швертманн, У. (2003). Оксиды железа: структура, свойства, реакции, возникновение и использование, второе издание . стр. 323. doi : 10.1002/3527602097. ISBN 978-3-527-30274-1.
12. Шульц, Эмерик (2005). «Полное использование потенциала Периодической таблицы посредством распознавания образов». J. Chem. Educ . 82 (11): 1649. Bibcode : 2005JChEd..82.1649S. doi : 10.1021/ed082p1649.