оксиды

ОКСИДЫ

соединения элементов с кислородом. В О. степень окисления атома кислорода −2. К О. относятся все соед. элементов с кислородом, кроме содержащих атомы О, соединенные друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озо-ниды), и соед. фтора с кислородом (OF₂ и др.). Последние следует называть не оксидами, а фторидами кислорода, т. к. степень окисления кислорода в них положительная.

При комнатной температуре большинство О. — твердые вещества (CaO, Fe₂O₃ и др.), некоторые-жидкости (H₂O, Cl₂O₇ и др.) и газы (NO, SO₂ и др.). Хим. связь в О. — ионная и ионно-ковалент-ная. Температуры плавления и кипения О. понижаются с возрастанием в них доли ковалентной связи. Многим О. в твердом состоянии присущ полиморфизм. Некоторые О. элементов III, IV, V гр. (напр., В, Si, As, Р) образуют рентгеноаморфные стекла. Оксиды s- и /^-элементов (напр., MgO, Al₂O₃, SiO₂)-диэлектрики, О. переходных металлов (Fe, Cr и др.) часто обладают свойствами полупроводников. Некоторые О. — пьезоэлектрики (напр., кварц), ферромагнетики [О. Fe, Cr(IV) и др.]. Вследствие своей многочисленности, разнообразия свойств и доступности О. представляют исключительно важный класс неорг. веществ.

Большинство О. — солеобразующие; при солеобразовании, протекающем обычно при нагр. (напр., Na₂O + SiO₂ → Na₂SiO₃), степени окисления элементов не изменяются. Известно неск. несолеобразующих О. (напр., NO), не вступающих в подобные реакции. Солеобразующие О. подразделяют на основные, кислотные и амфотерные. Элемент основного О. (Li₂O, BaO и др.) при образовании соли (напр., BaO + SO₃ → BaSO₄) становится катионом, элемент кислотного О. (напр., SO₃, NO₂, P₂O₅) входит в состав кислородсодержащего аниона соли. Амфотерные О. (напр., ZnO, BeO, Al₂O₃) могут реагировать и как основные О., и как кислотные, напр.:

Уменьшение степени окисления элемента и увеличение радиуса его иона делает О. более основным, наоборот, увеличение степени окисления и уменьшение ионного радиуса — более кислотным (напр., MnO- основной оксид, Mn₂O₇-кислотный). Многие О., напр. Pb₃O₄, Fe₃O₄, содержащие элемент в разных степенях окисления, являются двойными О.: (Pb^II₂, Pb^IV)O₄, (Fe^II, Fe^III₂)O₄. Среди О., особенно среди О. d-элементов, много нестехиометрич. соединений.

О. щелочных и щел.-зем. металлов активно реагируют с водой, образуя щелочи, напр.: K₂O + H₂O → 2КОН; некоторые кислотные О. -ангидриды неорганических кислот-активно взаимод. с водой, давая кислоты, напр.: SO₃ + H₂O → H₂SO₄. Большинство О. металлов в компактном состоянии при комнатной температуре с водой не реагируют. Основные О. обычно быстро реагируют с кислотами в растворе с образованием солей, напр.:

Восстановители (С, H₂, активные металлы, в частности Mg, Al) при нагр. восстанавливают многие О. до металла, напр.:

При сильном нагревании О. с углеродом часто образуются карбиды (напр., CaO + ЗС → CaC₂ + CO), при хлорировании смеси О. с углем-хлориды (напр., В₂O₃ + ЗC + ЗCl₂ → 2ВCl₃ + 3СО).

О. широко распространены в природе. В очень больших количествах встречаются H₂O и SiO₂. Мн. минералы являются оксидами (гематит Fe₂O₃, магнетит Fe₃O₄, касситерит SnO₂ и др.).

Многие О. образуются при взаимодействии простых веществ с кислородом (Li₂O, CaO, La₂O₃, SO₂ и др.). О. металлов обычно получают термич. разложением гидроксидов, карбонатов, нитратов и др. солей кислородсодержащих кислот (напр., CaCO₃ → CaO + CO₂), анодным окислением металлов, О. неметаллов — окислением кислородом водородсодержащих соед. неметаллов (напр., 2H₂S 4+ 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O). В промышленности в больших количествах получают CaO, Al₂O₃, MgO, SO₃, CO, CO₂, NO и другие О. Используют О. как огнеупоры (SiO₂, MgO, Al₂O₃ и др.), адсорбенты (SiO₂-сшгака-гель, Al₂O₃ и др.), катализаторы (V₂O₅, Al₂O₃ и др.), в производстве строит. материалов, стекол, фарфора, фаянса, магн. материалов, пьезоэлектриков и др. О. металлов (Fe, Ni, Al, Sn и др.)-сырье в производстве металлов, О. неметаллов (напр., S, Р, N)- в производстве соответствующих кислот.

_{С. И. Дракин}