Окись

Химическое соединение, в котором атомы кислорода соединяются 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 / ) — химическое соединение , содержащее в своей химической формуле хотя бы один атом кислорода и еще один элемент ^[1] . «Оксид» сам по себе представляет собой дианион (анион, имеющий суммарный 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 образуют оксидное покрытие. Например, алюминиевая фольга образует тонкую оболочку из Al 2 O 3 (называемую 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), а также с точки зрения структуры каждой стехиометрии. Большинство элементов образуют оксиды более чем одной стехиометрии. Хорошо известным примером являются окись углерода и двуокись углерода . ^[2] Это касается бинарных оксидов, то есть соединений, содержащих только оксид и другой элемент. Гораздо более распространены, чем бинарные оксиды, оксиды более сложной стехиометрии. Такая сложность может возникнуть из-за введения других катионов (положительно заряженного иона, т.е. такого, 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 этой статьи посвящена бинарным оксидам.

Формирование

Оксиды связаны со всеми элементами, кроме некоторых благородных газов. Пути образования этого разнообразного семейства соединений соответственно многочисленны.

Оксиды металлов

Многие оксиды металлов возникают в результате разложения соединений других металлов, например карбонатов, гидроксидов и нитратов. При производстве оксида кальция карбонат кальция (известняк) при нагревании распадается с выделением углекислого газа: ^[2]

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

Реакция элементов с кислородом воздуха является ключевым этапом коррозии , особенно актуальной для коммерческого использования железа. Почти все элементы при нагревании в атмосфере кислорода образуют оксиды. Например, порошок цинка сгорает на воздухе с образованием оксида цинка: ^[5]

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

Производство металлов из руд часто предполагает получение оксидов путем обжига (нагревания) сульфидных минералов металлов на воздухе. Таким способом MoS ₂ ( молибденит ) превращается 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 оксидами неметаллов являются диоксид углерода и окись углерода . Эти виды образуются при полном или частичном окислении углерода или углеводородов. При недостатке кислорода образуется монооксид: ^[2]

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

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

При избытке кислорода продуктом является диоксид, путь протекает при посредничестве оксида углерода:

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

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

Элементарный азот ( N ₂ ) трудно перевести 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]

Химическим веществом, производимым в крупнейших промышленных масштабах, является серная кислота . Его получают 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 в результате реакции гидратации :

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

Состав

Оксиды имеют разнообразную структуру: от отдельных молекул до полимерных и кристаллических структур. В стандартных условиях оксиды могут варьироваться от твердых веществ до газов. Твердые оксиды металлов в обычных условиях обычно имеют полимерную структуру. ^[9]

Молекулярные оксиды

• Некоторые важные газообразные оксиды
• 
  Углекислый газ является основным продуктом сгорания ископаемого топлива.
• 
  Оксид углерода является продуктом неполного сгорания топлива на основе углерода и предшественником многих полезных химических веществ.
• 
  Диоксид азота является проблематичным загрязнителем двигателей внутреннего сгорания.
• 
  Диоксид серы , основной оксид серы , выбрасывается вулканами.
• 
  Закись азота («веселящий газ») — мощный парниковый газ, вырабатываемый почвенными бактериями.

Хотя большинство оксидов металлов представляют собой кристаллические твердые вещества, некоторые оксиды представляют собой молекулы. Примерами молекулярных оксидов являются диоксид углерода и окись углерода . Все простые оксиды азота молекулярны, например NO, N ₂ O, NO ₂ и N ₂ O ₄ . Пятиокись фосфора — более сложный молекулярный оксид с обманчивым названием, настоящая формула — P ₄ O ₁₀ . Тетроксиды встречаются редко, наиболее распространенными примерами являются четырехокись иридия , ^[10] четырехокись рутения , четырехокись осмия и четырехокись ксенона . ^[2]

Реакции

Снижение

Восстановление оксидов металлов до металлов широко практикуется при производстве некоторых металлов. Многие оксиды металлов превращаются в металлы просто при нагревании (см. Термическое разложение ). Например, оксид серебра разлагается при 200 °С: ^[11]

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

Однако чаще всего оксиды металлов восстанавливают химическим реагентом. Распространенным и дешевым восстановителем является углерод в виде кокса . Наиболее ярким примером является выплавка железной руды . Здесь задействовано множество реакций, но упрощенное уравнение обычно изображается так: ^[2]

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

Некоторые оксиды металлов растворяются в присутствии восстановителей, к которым могут относиться органические соединения. Восстановительное растворение оксидов железа является неотъемлемой частью геохимических явлений, таких как круговорот железа . ^[12]

Гидролиз и растворение

Поскольку связи МО обычно прочные, оксиды металлов обычно нерастворимы в растворителях, хотя они могут подвергаться воздействию водных кислот и оснований. ^[2]

Растворение оксидов часто дает оксианионы . Прибавление водного основания к P ₄ O ₁₀ дает различные фосфаты . При добавлении водного основания к МоО ₃ образуются полиоксометаллаты . Оксикатионы встречаются реже, например, нитрозоний ( NO ⁺ ), ванадил ( VO ²⁺ ) и уранил ( UO2+2). Конечно, известно множество соединений, содержащих как оксиды, так и другие группы. В органической химии к ним относятся кетоны и многие родственные карбонильные соединения. Для переходных металлов известны многие оксокомплексы , а также оксигалогениды . ^[2]

Номенклатура и формулы

Химические формулы оксидов химических элементов в их высшей степени окисления предсказуемы и выводятся из числа валентных электронов этого элемента. Даже химическая формула O ₄ , тетракислорода , предсказуема как элемент 16 группы . Единственным исключением является медь , для которой оксид с наивысшей степенью окисления имеет оксид меди(II) , а не оксид меди(I) . Другим исключением является фторид , который существует не как можно было бы ожидать, как F ₂ O ₇ , а как OF 2 . ^[13]

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
• Мокрые электроны

Рекомендации

1. Хейн, Моррис; Арена, Сьюзен (2006). Основы студенческой химии (12-е изд.). Уайли. ISBN 978-0-471-74153-4.
2. Гринвуд, Нью-Йорк; и Эрншоу, А. (1997). Химия элементов (2-е изд.), Оксфорд: Баттерворт-Хайнеманн. ISBN 0-7506-3365-4 . 
3. CNR Рао, Б. Раво (1995). Оксиды переходных металлов . Нью-Йорк: ВЧ. ISBN 1-56081-647-3.
4. Роски, Герберт В.; Хайдук, Ионел; Хосман, Нараян С. (2003). «Металлоорганические оксиды основной группы и переходных элементов, сокращающие неорганические твердые вещества до мелких молекулярных фрагментов». хим. Преподобный . 103 (7): 2579–2596. дои : 10.1021/cr020376q. ПМИД  12848580.
5. Граф, Гюнтер Г. (2000). «Цинк». Энциклопедия промышленной химии Ульмана . дои : 10.1002/14356007.a28_509. ISBN 3-527-30673-0.
6. Роджер Ф. Себеник; и другие. (2005). «Молибден и соединения молибдена». Энциклопедия промышленной химии Ульмана . Вайнхайм: Wiley-VCH. дои : 10.1002/14356007.a16_655. ISBN 978-3527306732.
7. Тиманн, Майкл; Шайблер, Эрих; Виганд, Карл Вильгельм. «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 . Вайнхайм: Wiley-VCH. дои : 10.1002/14356007.a25_635. ISBN 978-3527306732.
9. П.А. Кокс (2010). Оксиды переходных металлов. Введение в их электронную структуру и свойства . Издательство Оксфордского университета. ISBN 978-0-19-958894-7.
10. Гонг, Ю; Чжоу, Минфэй; Каупп, Мартин; Ридель, Себастьян (2009). «Образование и характеристика молекулы тетраоксида иридия с иридием в степени окисления +VIII». Angewandte Chemie, международное издание . 48 (42): 7879–7883. дои : 10.1002/anie.200902733. ПМИД  19593837.
11. «Оксид серебра».
12. Корнелл, РМ; Швертманн, У. (2003). Оксиды железа: структура, свойства, реакции, возникновение и использование, второе издание . п. 323. дои : 10.1002/3527602097. ISBN 978-3-527-30274-1.
13. Шульц, Эмерик (2005). «Полное использование потенциала таблицы Менделеева посредством распознавания образов». Дж. Хим. Образование . 82 (11): 1649. Бибкод : 2005JChEd..82.1649S. дои : 10.1021/ed082p1649.