Химическая энциклопедия

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 т-ре большинство О.-твердые в-ва (СаО, Fe₂O₃ и др.), нек-рые-жидкости (Н₂О, Сl₂О₇ и др.) и газы (NO, SO₂ и др.). Хим. связь в О.-ионная и ионно-ковалент-ная. Т-ры плавления и кипения О. понижаются с возрастанием в них доли ковалентной связи. Многим О. в твердом состоянии присущ полиморфизм. Нек-рые О. элементов III, IV, V гр. (напр., В, Si, As, Р) образуют рентгеноаморфные стекла. Оксиды s- и /^-элементов (напр., MgO, Аl₂О₃, SiO₂)-диэлектрики, О. переходных металлов (Fe, Сг и др.) часто обладают св-вами полупроводников. Нек-рые О.-пьезоэлектрики (напр., кварц), ферромагнетики [О. Fe, Cr(IV) и др.]. Вследствие своей многочисленности, разнообразия св-в и доступности О. представляют исключительно важный класс неорг. в-в.

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 р-ции. Солеобразующие О. подразделяют на основные, кислотные и амфотерные. Элемент основного О. (Li₂O, BaO и др.) при образовании соли (напр., ВаО + SO₃ BaSO₄) становится катионом, элемент кислотного О. (напр., SO₃, NO₂, P₂O₅) входит в состав кислородсодержащего аниона соли. Амфотерные О. (напр., ZnO, BeO, А1₂О₃) 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., МnО- основной оксид, Мn₂О₇-кислотный). Многие О., напр. Рb₃О₄, 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.: К₂О + Н₂О 2КОН; нек-рые кислотные О. -ангидриды неорганических кислот- активно взаимод. с водой, давая к-ты, напр.: SO₃ + Н₂О H₂SO₄. Большинство О. металлов в компактном состоянии при комнатной т-ре с водой не реагируют. Основные О. обычно быстро реагируют с к-тами в р-ре с образованием солей, напр.:

Восстановители (С, Н₂, активные металлы, в частности Mg, Al) при нагр. восстанавливают многие О. до металла, напр.:

При сильном нагревании О. с углеродом часто образуются карбиды (напр., СаО + ЗС СаС₂ + СО), при хлорировании смеси О. с углем-хлориды (напр., В₂О₃ + ЗС + + ЗСl₂ 2ВСl₃ + 3СО).

О. широко распространены в природе. В очень больших кол-вах встречаются Н₂О и SiO₂. Мн. минералы являются оксидами (гематит Fe₂O₃, магнетит Fe₃O₄, касситерит SnO₂ и др.).

Многие О. образуются при взаимод. простых в-в с кислородом (Li₂O, СаО, La₂O₃, SO₂ и др.). О. металлов обычно получают термич. разложением гидроксидов, карбонатов, нитратов и др. солей кислородсодержащих к-т (напр., СаСО₃ СаО + СО₂), анодным окислением металлов, О. неметаллов - окислением кислородом водородсодержащих соед. неметаллов (напр., 2H₂S 4+ 3О₂ 2SO₂ + 2H₂O). В пром-сти в больших кол-вах получают СаО, Аl₂О₃, MgO, SO₃, CO, CO₂, NO и другие О. Используют О. как огнеупоры (SiO₂, MgO, Al₂O₃ и др.), адсорбенты (SiO₂-сшгака-гель, Аl₂О₃ и др.), катализаторы (V₂O₅, Al₂O₃ и др.), в произ-ве строит. материалов, стекол, фарфора, фаянса, магн. материалов, пьезоэлектриков и др. О. металлов (Fe, Ni, Al, Sn и др.)-сырье в произ-ве металлов, О. неметаллов (напр., S, Р, N)- в произ-ве соответствующих к-т.

С. И. Дракин.