Окись

Чтобы узнать об отрицательно заряженных многоатомных ионах, содержащих кислород, см. Оксианионы .

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 содержащее ( / ˈ ɒ k s aɪ d / ) — химическое соединение, хотя бы один кислорода атом и еще один элемент. в его химической формуле . «Оксид» сам по себе представляет собой дианион (анион с чистым зарядом –2) кислорода, O ^2– ион 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 покрывается тонкой оболочкой. Al ₂ O ₃ (называемый пассивирующим слоем ), защищающий фольгу от дальнейшего окисления .

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 . 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 при введении 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. 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.

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 разлагается, выделяя углекислый газ:

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

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, цинковый порошок сгорает на воздухе с образованием оксида цинка:

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

Производство металлов из руд часто предполагает получение оксидов путем обжига (нагревания) сульфидных минералов металлов на воздухе. Таким образом, MoS ₂ ( молибденит ) превращается в триоксид молибдена , предшественник практически всех соединений молибдена:

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

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

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

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 монооксид образуется:

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

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

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

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

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

Элементарный азот ( N ₂ ) трудно перевести в оксиды, но при сгорании аммиака образуется оксид азота, который далее реагирует с кислородом:

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

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

Эти реакции практикуются при производстве азотной кислоты , товарного химического продукта.

Химическим веществом, производимым в крупнейших промышленных масштабах, является серная кислота . Его получают окислением серы до диоксида серы , который отдельно окисляется до триоксида серы :

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

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

Наконец, триоксид превращается в серную кислоту в результате реакции гидратации :

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

Структура

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.

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, многие оксиды неметаллов 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 рутения , четырехокись осмия и четырехокись ксенона .

Реакция

Сокращение

Смотрите также: Карботермическое восстановление

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:

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

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:

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

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 .

Гидролиз и растворение

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

Растворение оксидов часто дает оксианионы . Добавление водной основы в P ₄ O ₁₀ дает различные фосфаты . Добавление водной основы в МоО ₃ дает полиоксометаллаты . Оксикатионы встречаются реже, некоторые примеры - нитрозоний ( НЕТ ⁺ ), ванадил ( VO ²⁺ ) и уранил ( УО 2+ 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 многие оксокомплексы известны , а также оксигалогениды .

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 .

См. также

• Другие ионы кислорода озонид , О - 3 , супероксид , О - 2 , перекись , O 2− 2 и диоксигенил , О + 2 .
• субоксид
• Окохали
• оксианион
• Сложный оксид
• в разделе «Категория: Оксиды» . Список оксидов см.
• Соль
• Мокрые электроны