Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды СО, SiO, N 2 0, NO.

Солеобразующие оксиды:

Основные. Оксиды, гидраты которых являются основания ми. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na 2 O - оксид натрия, СаО - оксид кальция, CuO - оксид меди (II), СоО - оксид кобальта (II), Bi 2 O 3 - оксид висмута (III), Mn 2 O 3 - оксид марганца (III).

Амфотерные. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl 2 O 3 - оксид алюминия, Cr 2 O 3 - оксид хрома (III), SnO 2 - оксид олова (IV), МnO 2 - оксид марганца (IV), ZnO - оксид цинка, ВеО - оксид бериллия.

Кислотные. Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов. Примеры: Р 2 О 3 - оксид фосфора (III), СO 2 - оксид углерода (IV), N 2 O 5 - оксид азота (V), SO 3 - оксид серы (VI), Cl 2 O 7 - оксид хлора (VII). Оксиды металлов со степенями окисления +5, +6 и +7. Примеры: Sb 2 O 5 - оксид сурьмы (V). СrОз - оксид хрома (VI), МnОз - оксид марганца (VI), Мn 2 O 7 - оксид марганца (VII).

Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла

Физические свойства

Оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные, различного цвета. Например: оксид меди (II) CuO черного цвета, оксид кальция СаО белого цвета - твердые вещества. Оксид серы (VI) SO 3 - бесцветная летучая жидкость, а оксид углерода (IV) СО 2 - бесцветный газ при обычных условиях.

Агрегатное состояние

CaO, СuО, Li 2 O и др. основные оксиды; ZnO, Аl 2 O 3 , Сr 2 O 3 и др. амфотерные оксиды; SiO 2 , Р 2 O 5 , СrO 3 и др. кислотные оксиды.

SO 3 , Cl 2 O 7 , Мn 2 O 7 и др..

Газообразные:

CO 2 , SO 2 , N 2 O, NO, NO 2 и др..

Растворимость в воде

Растворимые:

а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов;

б) практически все кислотные оксиды (исключение: SiO 2).

Нерастворимые:

а) все остальные основные оксиды;

б) все амфотерные оксиды

Химические свойства

1. Кислотно-основные свойства

Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:

(только для оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) (кроме SiO 2).

Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:

2. Окислительно - восстановительные свойства

Если элемент имеет переменную степень окисления (с. о.), то его оксиды с низкими с. о. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими с. о. - окислительные.

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:

Окисление оксидов с низкими с. о. до оксидов с высокими с. о. элементов.

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3

2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2

Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из их оксидов и водород из воды.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей:

Восстановление оксидов с высокими с о. элементов до оксидов с низкими с. о. или до простых веществ.

C +4 O 2 + C = 2C +2 O

2S +6 O 3 + H 2 S = 4S +4 O 2 + H 2 O

C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Использование оксидов малоактивных металлов дпя окисления органических веществ.

Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную с. о., способны к диспропорционированию;

например:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

Способы получения

1. Взаимодействие простых веществ - металлов и неметаллов - с кислородом:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Cu + O 2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Разложение некоторых солей:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Окисление сложных веществ кислородом:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

5.Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:

Cu + H 2 SO 4 (конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (конц) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

2HNO 3 (разб) + S = H 2 SO 4 + 2NO

6. Взаимопревращения оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).

Изобретение относится к способам растворения оксидов урана и может быть использовано в технологии получения материалов топливного цикла, в частности для получения обогащенного урана. Согласно способу порошок оксидов урана помещают под слой воды при отношении высоты слоя воды и высоты слоя оксидов урана не менее 1,3. Под слой оксидов урана подают азотную кислоту с расходом (0,30-0,36)т HNO 3 на 1 т урана в час. Изобретение позволяет уменьшить объем газов, выходящих из реактора-растворителя и подлежащих очистке перед сбросом в атмосферу, при снижении в них содержания диоксида азота. 1 з.п. ф-лы, 1 табл.

Изобретение относится к способам растворения оксидов урана и может быть использовано в технологии получения материалов топливного цикла, в частности для получения обогащенного урана. В качестве исходного сырья для обогащения урана могут быть использованы его оксиды в виде технической закиси - окиси U 3 O 8 (2UО з +UO 2), получаемые из природного сырья. При этом перед операцией фторирования уран необходимо доочистить от сопутствующих примесей, имеющихся в рудном концентрате, в том числе от примесей, образующих летучие фториды (молибден, кремний, железо, ванадий и др.). Кроме того, необходима очистка и от примесей, попадающих в уран в процессе переработки природных руд в закись - окись урана (окалина, сметки недопрокала, графит, уголь и т.д.). Для очистки урана от примесей можно использовать экстракционную технологию очистки азотнокислых растворов урана с применением трибутилфосфата. Перед экстракцией оксиды урана необходимо растворить. Известен способ растворения оксидов урана в смеси концентрированной азотной и концентрированной соляной кислот (Уран и его соединения. Отраслевой стандарт СССР ОСТ 95175-90, с. 5). Однако в связи с большой коррозией оборудования этот метод используют только в лабораторном масштабе. Известен способ растворения закиси-окиси урана в азотной кислоте (В.М. Вдовенко. Современная радиохимия. - М., 1969, с.257) (прототип). Способ осуществляют по следующей реакции: 2U 3 О 8 +14НNО 3 =6UO 2 (NO) 3)2+7Н 2 О+NO+NO 2 . В результате реакции образуются оксид и диоксид азота, которые оказывают вредное воздействие на окружающую среду и человека. В связи с этим возникает необходимость очистки сбросных газов от оксидов азота. Диоксид азота (NO 2) - газ бурого цвета, оксид азота (NO) - бесцветный газ. Оксид азота (NO) при контакте с кислородом воздуха окисляется до NO 2 . Диоксид азота является основным компонентом в газовых сбросах, подлежащих очистке. Если растворяют сырье, содержащее свыше 80% оксида четырехвалентного урана, то образование оксидов азота в расчете на единицу сырья увеличивается по сравнению с растворением закиси-окиси урана, содержащей примерно 30% оксида четырехвалентного урана. Процесс растворения такого сырья характеризуется значительным выделением диоксида азота. В оксидном сырье содержание урана (IV) - 30%: В оксидном сырье содержание урана (IV) - 80%: При перемешивании реакционной системы, которое используют для улучшения массообмена в системе, выделение оксидов азота из реакционной смеси происходит особенно бурно. Задачей изобретения является уменьшение объема газов (оксидов азота), выходящих из реактора-растворителя и подлежащих очистке перед сбросом в атмосферу, при снижении в них содержания диоксида азота. Поставленную задачу решают тем, что в способе растворения оксидов урана, включающем их взаимодействие с азотной кислотой, порошок оксидов урана помещают под слой воды при отношении высоты слоя воды и высоты слоя оксидов урана не менее 1.3, и азотную кислоту подают под слой оксидов урана с расходом (0,3-0,36) т НNО 3 на 1 т урана в час. Реакционную смесь орошают водой в количестве, равном 10-20% водного слоя. Пример. Порошок оксидов урана помещают под слой воды. Раствор кислоты подают под слой оксидов. Подачу раствора кислоты под слой оксидов урана осуществляют по трубе, опущенной до дна реактора-растворителя. Проводят четыре серии опытов. В первой серии изменяют отношение высоты слоя воды к высоте слоя оксидов урана. Во второй серии опытов изменяют расход НNО 3 в единицу времени. В третьей серии опытов реакционную смесь перемешивают путем подачи в нее сжатого воздуха. В четвертой серии опытов над поверхностью водного слоя распыляют воду для создания в реакторе-растворителе водяного тумана. В опыте 6 первой серии слой воды над слоем оксидов урана отсутствует. Опыты проводят без подогрева реакционной смеси. Результаты опытов представлены в таблице. При подаче азотной кислоты под слой оксидов урана, находящегося под водой, растворение оксидов урана идет равномерно по всему объему. Образующийся при растворении оксидов урана диоксид азота, проходя через слой воды, взаимодействует с последней с образованием азотной кислоты, которая, в свою очередь, взаимодействует с оксидами урана; расход азотной кислоты (всего за опыт), подаваемой в реактор-растворитель, снижается. Как видно из таблицы, уменьшение объема газов, выходящих из реактора-растворителя, при снижении в них содержания диоксида азота происходит при отношении высоты слоя воды к высоте слоя оксидов урана, не менее 1,3 и расхода азотной кислоты в единицу времени 0,30-0,36 т НNО 3 / т U в час (опыты 3-5 первой серии, 1, 2 второй серии). Орошение пространства над водным слоем водой способствует дополнительному улавливанию диоксида азота и подавлению пенообразования (опыты 1, 2 четвертой серии). Отсутствие водного слоя над оксидами урана в процессе растворения (опыт 6 первой серии) или недостаточная его высота (отношение высоты слоя воды к высоте слоя оксидов урана менее 1, 3, опыты 1, 2 первой серии) приводят к увеличению газовыделения из реактора-растворителя, при этом газ имеет бурую окраску, присущую диоксиду азота. Увеличение расхода азотной кислоты в единицу времени (больше 0,36 т НNО 3 / т U в час) также приводит к сильному газовыделению, газ содержит значительное количество диоксида азота бурого цвета (опыты 3, 4 второй серии). Перемешивание реакционной смеси воздухом увеличивает общий расход азотной кислоты и ведет к сильному газовыделению (опыты 1, 2 третьей серии). Отношение высоты слоя воды к высоте слоя порошка, равное 1,30-1,36, является оптимальным с точки зрения получения раствора, пригодного по концентрации для последующей операции в технологии материалов топливного цикла - экстракции.

Формула изобретения

1. Способ растворения оксидов урана, включающий их взаимодействие с азотной кислотой, отличающийся тем, что порошок оксидов урана помещают под слой воды при отношении высоты слоя воды и высоты слоя оксидов урана не менее 1,3 и азотную кислоту подают под слой оксидов урана с расходом (0,300,36) т НNО 3 на 1 т урана в час. 2. Способ по п. 1, отличающийся тем, что реакционную смесь орошают водой в количестве, равном 10-20% водного слоя.

Усложнение структуры вещества при классификации неорганических соединений происходит в следующей последовательности: элементы ® оксиды (оснόвные, кислотные, амфотерные) ® гидроксиды (основания и кислоты) ® соли (средние, кислые, оснόвные).

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород . По химической природе оксиды делятся на три группы:

· оснόвные оксиды, Na 2 O, MgO, CaO, FeO, NiO, Fe 2 O 3 , …;

· кислотные оксиды, SO 2 , SO 3 , CO 2 , Mn 2 O 7 , P 2 O 5 , …;

· амфотерные оксиды, Al 2 O 3 , ZnO, BeO, SnO, Cr 2 O 3 , PbO

твердые оксиды K 2 O, Al 2 O 3 , P 2 O 5 , …

жидкие: SO 3 , N 2 O 4 , …

газообразные: CO 2 , NO 2 , SO 2 …

По растворимости в воде оксиды делятся:

на растворимые (SO 2 , CO 2 , K 2 O, Na 2 O, Rb 2 O, CaO)

и нерастворимые: (CuO, FeO, NiO, SiO 2 , Al 2 O 3 , MoO 3 , амфотерные оксиды)

1.1.1 Оснόвные оксиды

Оснόвными называются оксиды , которые при взаимодействии с кислотами образуют соль и воду . К оснόвным оксидам относятся оксид калия K 2 О, оксид кальция CaO, оксид марганца(II) MnO, оксид меди (I) Сu 2 O и др.

Оснόвные оксиды вступают во взаимодействие с кислотами с образованием

cоли и воды; MnO + 2HCl Þ MnCl 2 + H 2 O; Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

Оснόвные оксиды вступают во взаимодействие с кислотными оксидами с

образованием солей: CaO + CO 2 = CaCO 3 ; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4 .

2FeO + SiO 2 = Fe 2 SiO 4

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов взаимодействуют с водой:

K 2 O + H 2 O = 2KOH; CaO + H 2 O + Ca(OH) 2

Можно также определить оснόвныеоксиды как такие оксиды, которымсоответствуютоснования. Например, оксиду марганца MnO соответствует гидроксид Mn(OH) 2 . Основными оксидами являются оксиды s- , f- и d -элементов в низшей степени окисления и оксиды некоторых p -элементов.

Кислотные оксиды

Кислотными оксидами можно назвать оксиды, которым соответствуют кислоты. Так, оксиду серы (VI) SO 3 соответствует серная кислота H 2 SO 4 , высшему оксиду марганца (VII) Mn 2 О 7 - марганцевая кислота HMnO 4 .

(а). Общим свойством всех кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с основаниями с образованием соли и воды:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O для написания формулы соли надо знать,

Какая кислота соответствует данному оксиду

N 2 O 5 + Ba(OH) 2 = Ba(NO 3) 2 + H 2 O; SO 3 + Ca(OH) 2 = CaSO 4 + H 2 O

[ HNO 3 ]

(б). Кислотные оксиды вступают во взаимодействие с оснόвными оксидами с образованием солей: CaO + CO 2 = CaCO 3 ; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4 .

(в). По отношению к воде кислотные оксиды могут быть хорошо и плохо растворимыми. К растворимым оксидам относятся оксид углерода (IV) СО 2 , оксиды серы и др. К плохо растворимым кислотным оксидам принадлежат оксид кремния SiO 2 , оксид молибдена МоО 3 и т.п. При растворении в воде образуются кислоты: CO 2 + H 2 O = Н 2 СО 3 ; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

§ 1 Оксид и его признаки

При изучении химических свойств кислорода мы познакомились с реакциями окисления и оксидами. К оксидам, например, относятся вещества, имеющие следующие формулы: Na2O, CuO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Mn2O7.

Итак, все оксиды по составу характеризуются тремя общими признаками: любой оксид является сложным веществом, состоит из атомов двух химических элементов, один из элементов - кислород.

Все эти признаки могут быть выражены общей формулой ЭхОу, в которой Э - атомы химического элемента, образовавшего оксид, О - атомы кислорода; х, у - индексы, указывающие число атомов элементов, образующих оксид.

Оксидов много. Практически все простые вещества при окислении образуют оксиды. Атомы многих элементов, проявляя разные значения валентности, участвуют в образовании нескольких оксидов, например, азоту соответствует пять оксидов: оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO, оксид азота (III) N2O3, оксид азота (IV) NO2, оксид азота (V) N2O5.

§ 2 Свойства оксидов и их классификация

Познакомимся со свойствами некоторых оксидов.

Оксид углерода (IV) - бесцветный газ без запаха, со слегка кисловатым вкусом, превращающийся в твердое белое снегообразное вещество, минуя жидкое состояние при - 780С, растворимый в воде.

Оксид водорода - вода, при нормальных условиях - бесцветная жидкость, температура кипения которой 1000С.

Оксид кальция - белое твердое вещество, температура плавления которого 26270С, при смешивании с водой активно с ней взаимодействует.

Оксид железа (III) - красно-коричневое твердое вещество, которое плавится при 15620С, в воде не растворяется.

Пропустим оксид углерода (IV) через воду и добавим к полученному раствору несколько капель лакмуса. Лакмус изменит окраску с синего на красный, следовательно, при взаимодействии оксида углерода (IV) с водой образуется кислота. Уравнение реакции выглядит следующим образом: СО2 + Н2О → Н2СО3. В результате реакции образовалась угольная кислота. Подобным образом, с образованием кислот, с водой взаимодействуют оксиды других неметаллов. Поэтому оксиды неметаллов называют кислотными. К кислотным также относят оксиды металлов, проявляющих валентность более IV, например, оксид ванадия (V) V2O5, оксид хрома (VI) CrO3, оксид марганца (VII) Mn2O7.

Поместим немного белого порошка оксида кальция в пробирку с водой и добавим к полученному слегка мутноватому раствору несколько капель фенолфталеина. Фенолфталеин изменяет окраску с бесцветной на малиновую, что говорит о появлении в пробирке основания. СаО + Н2О → Са(ОН)2. В результате реакции образовалось основание - гидроксид кальция. Оксиды металлов, валентность которых не более III, называются основными.

Металлы, проявляющие валентность III и IV, а иногда и II, образуют амфотерные оксиды. Эти оксиды отличаются от прочих особенностями химических свойств. Подробнее мы познакомимся с ними позже, а пока сосредоточим своё внимание на кислотных и основных оксидах.

§ 3 Растворение оксидов в воде

Многие кислоты и основания можно получить путём растворения соответствующих оксидов в воде.

Растворение оксидов в воде - химический процесс, сопровождающийся образованием новых химических соединений - кислот и оснований.

Например, при растворении оксида серы (VI) в воде образуется серная кислота: SO3 + H2O → H2SO4. А при растворении оксида фосфора (V) образуется фосфорная кислота: Р2O5 + 3H2O → 2H3РO4. При растворении оксида натрия образуется основание - гидроксид натрия: Na2O + H2O → 2NaOH, при растворении оксида бария - гидроксид бария: ВаО + H2O → Вa(OH)2.

Названия групп оксидов отражают их связь с другими классами неорганических соединений: большей части кислотных оксидов соответствуют кислоты, практически всем основным оксидам - основания.

Однако не все оксиды растворимы. Так, большинство основных оксидов нерастворимы, и исключением из их числа являются лишь оксиды, образованные элементами главных подгрупп первой и второй групп периодической системы элементов.

Большинство же кислотных оксидов, напротив, растворимы в воде. Здесь исключением является, например, оксид кремния (IV) — SiO2. Это вещество всем хорошо знакомо. Оксид кремния составляет основу речного песка и многих минералов, в том числе редких и очень красивых: горного хрусталя, аметиста, цитрина, яшмы. Многие кислотные оксиды, образованные металлами, малорастворимы или нерастворимы.

Если оксиды не растворяются в воде, то соответствующие им кислоты и основания получают иными способами (косвенным путём), с которыми мы познакомимся позже.

Список использованной литературы:

1. Н.Е. Кузнецова. Химия. 8 класс. Учебник для общеобразовательных учреждений. – М. Вентана-Граф, 2012.