Основные оксиды – определение в химии, формула

Оксиды: классификация, получение и химические свойства

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых — кислород со степенью окисления -2. При этом кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. В школьном курсе оксиды традиционно делят на солеобразующие и несолеобразующие. Некоторые оксиды относят к солеобразным (двойным).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды , образованные элементом с разными степенями окисления.

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, обладающие характерными основными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степень окисления +1 и +2.

Кислотные оксиды — это оксиды, характеризующиеся кислотными свойствами. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов.

Амфотерные оксиды — это оксиды, характеризующиеся и основными, и кислотными свойствами. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N2O и SiO.

Классификация оксидов

Получение оксидов

Общие способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом :

1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.

Например , алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.

Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na2O2,

Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO2:

Примечания : металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):

Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):

1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.

Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.

Например , фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):

Но есть некоторые исключения .

Например , сера сгорает только до оксида серы (IV):

Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:

2SO2 + O2 = 2SO3

Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000 о С), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):

Не окисляется кислородом фтор F2 (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl2, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).

2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.

При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

Например , при сжигании пирита FeS2 образуются оксид железа (III) и оксид серы (IV):

Сероводород горит с образованием оксида серы (IV) при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:

А вот аммиак горит с образованием простого вещества N2, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:

А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):

3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).

гидроксид → оксид + вода

Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):

2AgOH → Ag2O + H2O

2CuOH → Cu2O + H2O

При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:

4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей .

Например , нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:

Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:

Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Химические свойства оксидов

Значительная часть химических свойств оксидов описывается схемой взаимосвязи основных классов неорганических веществ.

Химические свойства основных оксидов

Подробно про химические свойства оксидов можно прочитать в соответствующих статьях:

Урок №43. Оксиды: классификация, номенклатура, свойства, получение, применение

Сегодня мы начинаем подробное знакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганические вещества по составу делятся, как вы уже знаете, на простые (металлы и неметаллы) и сложные:

Читайте также:
Периодическая таблица Менделеева как пользоваться и читать, история создания, свойства и список химических элементов, структура и обозначения

А – кислотный остаток

ОН – гидроксильная группа

Сложные неорганические вещества подразделяют на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Мы начинаем с класса оксидов.

ОКСИДЫ

Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, с валентность равной 2. Лишь один химический элемент – фтор, соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF 2 .

Называются они просто – “оксид + название элемента” (см. таблицу). Если валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой, заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.

оксид углерода ( II )

оксид железа (III )

оксид азота ( II )

оксид марганца (VII )

Классификация оксидов

Все оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие или безразличные.

Оксиды неметаллов неМе х О у

Несолеобразующие (безразличные)

1). Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксидыметаллов 1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II (кроме ZnO – оксид цинка и BeO – оксид берилия):

2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII (Например, CrO 3 -оксид хрома (VI), Mn 2 O 7 – оксид марганца (VII)):

3). Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. К ним относятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп с валентностью III, иногда IV , а также цинк и бериллий (Например, BeO, ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 ).

4). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II (Например, N 2 O, NO, CO).

Вывод: характер свойств оксидов в первую очередь зависит от валентности элемента.

Например, оксиды хрома:

Классификация по растворимости в воде

Кислотные оксиды

Растворимы в воде.

Исключение –SiO 2

(не растворим в воде)

Основные оксиды

В воде растворяются только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов

I «А» и II «А» групп,

исключение Be ,Mg)

Амфотерные оксиды

С водой не взаимодействуют.

В воде не растворимы

Выполните задания:

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.

Выпишите оксиды и классифицируйте их.

Физические свойства оксидов

При комнатной температуре большинство оксидов – твердые вещества (СаО, Fe 2 O 3 и др.), некоторые – жидкости (Н 2 О, Сl 2 О 7 и др.) и газы (NO, SO 2 и др.).

Химические свойства оксидов

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ

1. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения)

CaO + SO 2 = CaSO 3

3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ

СO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 , SiO 2 – не реагирует

2. Кислотный оксид + Основание = Соль + Н 2 О (р. обмена)

P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

3. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения)

CaO + SO 2 = CaSO 3

4. Менее летучие вытесняют более летучие из их солей

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 +CO 2

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ

Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами.

ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] ( в растворе)

ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при сплавлении)

Применение оксидов

Некоторые оксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:

В результате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H 2 SO 4 – серная кислота, Са(ОН) 2 – гашеная известь и т.д.

Если оксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство. Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO практически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных осадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид при изготовлении косметических кремов, пудры. Фармацевты делают из него вяжущий и подсушивающий порошок для наружного применения.

Такими же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO 2 . Он тоже имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO 2 не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической посуды.

Оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 – очень прочные кристаллы темно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr 2 O 3 используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования “Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировки оптики, металлических изделий, в ювелирном деле.

Основные оксиды в химии – строение, классификация и примеры соединений

Общие сведения

В 1775 году французский химик А. Лавуазье правильно истолковал результаты опытов Д. Пристли. Он понял, что газ, поддерживающий горение в герметичном сосуде, — это не часть воздуха, а новый химический элемент. Лавуазье назвал его оксигеном, что в переводе с греческого означает «образующий кислоты», так как думал, что новый элемент входит во все кислоты. Однако такая теория не была верной. Название кислород — это своего рода калька с французского, введенная М. В. Ломоносовым.

Читайте также:
Фосфорная кислота - формула, характеристика, получение и применение

Кислород — газ без цвета, запаха и вкуса. При сильном охлаждении превращается сначала в голубую жидкость, затем — в кристаллы синего цвета. Имеет валентность 2 и семь степеней окисления в зависимости от вещества, с которым взаимодействует.

Степени окисления для разных соединений:

  • оксиды — [-2];
  • пероксиды — [-1];
  • суперокислы или надперокислы — [-½];
  • озониды (озон) — [-1/3];
  • соли [O+] – [+½];
  • монофторид кислорода — [+1];
  • дифторид кислорода — [+2].

Образование оксидов

Бинарное соединение кислорода в степени окисления -2 с другим химическим элементом называется оксидом, иногда окисью или окислом. Оксиды существуют или были получены от всех химических элементов, кроме аргона, неона и гелия. Только фтор не может образовать окись, так как его электроотрицательность выше, чем у кислорода. Его соединения называются фторидами.

Получаются оксиды как при непосредственном вступлении кислорода в реакцию с другим химическим элементом, так и при косвенном взаимодействии — в результате разложения кислот, солей и оснований. Самый простой способ получения окисла — это сжигание вещества в кислороде. Формулы оксидов можно определить исходя из значений валентности кислорода и второго химического вещества, а номенклатура названий образуется по схеме:

  1. Слово оксид.
  2. К нему добавляется название второго элемента в родительном падеже.
  3. Если элемент имеет несколько степеней окисления, то рядом в скобках римскими цифрами ставится нужная.

Например, Mn2O7 — оксид марганца (VII). Допускается название по количеству атомов кислорода — монооксид, диоксид и т. п. Широко распространены и названия, сложившиеся исторически.

Все существующие оксиды разделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Последние являются оксидами неметаллов, не имеющих соответственных гидроксидов. Таких соединений немного, к ним относятся оксиды одно- и двухвалентных неметаллов — вода H2O, токсичные газы монооксид углерода CO и оксид азота (II) NO, «веселящий газ» N2O, соединения с кислородом серы и кремния. ​ Они довольно инертны, если и взаимодействуют с другими веществами, то солей не образовывают. Например, при растворении в воде N2O и SO2 образуется серная кислота, и выделяется азот.

Классификация солеобразующих соединений

В химии соединения с кислородом разделяют по характеру их соответствия основаниям, кислотам и амфотерным образованиям. Если металл, составляющий формулу с кислородом, имеет несколько степеней окисления, то промежуточное значение будет у амфотерного, самое большое — у кислотного, а самое низкое — у основного соединения.

К основным оксидам относятся соединения металлов, степень окисления которых равна +1 или +2. Им соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. Реагируют с кислотами, в результате чего получаются соль и вода. В периодической системе усиление основных характеристик наблюдается в главных подгруппах сверху вниз. Список основных оксидов:

  1. Na2O — окись натрия, бесцветное кристаллическое вещество, применяется в виде реактива и как сырье для получения гидроксида натрия.
  2. K2O — твердый, реже мягкий, материал светло-желтого цвета, входящий в состав некоторых видов удобрений и цементов. Химически очень активное вещество, на воздухе сразу поглощает углекислый газ, переходя в карбонат калия, реагирует со спиртом, эфиром, серой, галогенами.
  3. CuO — нерастворимый в воде черный порошок, который можно получить разными способами, например, нагревая малахит. Применяется в производстве стекол и эмалей, вступая в реакцию, окрашивает их в зеленый или синий цвет.
  4. CaO — негашеная известь, получается из известняка. Представляет собой белое кристаллическое вещество, широко используется в строительстве.
  5. FeO — твердые кристаллы черного цвета, в природе встречаются в виде минерала вюстита. Используются как пищевой краситель Е172, при производстве чугуна и в качестве красящего компонента в керамике и минеральных красках.
  6. BaO — бесцветный ядовитый порошок, при сильном нагревании с кислородом переходит в пероксид.
  7. HgO — красное или оранжевое вещество, очень ядовитое и неустойчивое. В природе встречается только в редком минерале монтроидите. При опытах с оксидом ртути и был открыт кислород.
  8. MgO — жженая магнезия, из которой состоит минерал периклаз. Имеет коэффициент отражения света единицу, т. е. является абсолютным отражателем и может быть эталоном белого цвета.

К кислотным или ангидридам относятся оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления больше +5.

Поскольку в них химические элементы находятся в высшей степени активности, их еще называют высшими. Кислотные свойства таких соединений повышаются по мере продвижения по таблице Менделеева слева направо, так как увеличивается положительный заряд ионов элемента с возрастанием номера периода.

Читайте также:
Кремний - валентность, формула, степень окисления, характеристика

Ангидриды соответствуют гидроксидам, относящимся к кислотам, они могут растворяться в щелочах, образуя при этом соль и воду. Некоторые вступают в реакцию с водой. Типичные представители кислотных оксидов: SO2, SO3, CrO3, P2O5, Cl2O7, Mn2O7. Металлы, которые могут иметь степень окисления +2, +3, +4, образуют с кислородом амфотерные соединения, проявляющие то кислотные, то основные свойства в зависимости от условий химической реакции. К ним относятся Fe2O3, Cr2O3, Al2O3, ZnO, BeO и MnO2.

Физические и химические свойства

Свойства оксидов физического характера определяются структурой их строения. Окислам металлов присуще ионное строение, что определяет и их свойства. Чаще всего это твердые вещества самых разных окрасок. Не растворяются в воде, за исключением соединений щелочных и щелочноземельных металлов. Имеют высокие температуры кипения и плавления. Другие свойства определяются их составом.

Вещества, образованные неметаллическими элементами, чаще всего имеют молекулярный вид строения и более разнообразны по агрегатному состоянию — встречаются жидкие, газообразные и твердые оксиды. К жидкостям относятся:

  • вода;
  • азотистый ангидрид N203 синего цвета;
  • бесцветный и токсичный триоксид серы S03;
  • зеленовато-бурый или красный Mn207;
  • дихлорогептаоксид Cl207.

Окиси серы, углерода и азота при нормальных условиях находятся в газообразном состоянии. Главные химические свойства основных оксидов:

  1. Способность реагировать с водой до образования щелочи. Известная реакция гашения извести — CaO быстро и с теплоотдачей реагирует с водой, превращаясь в гидроксид кальция или гашеную известь.
  2. Химическое взаимодействие между окислами и кислотами приводят к образованию соли и воды. Если известь смешать с серной кислотой, то получится CaSO4, проще говоря — гипс.
  3. Вступление в реакцию с кислотными оксидами до получения соли. При взаимодействии извести с углекислым газом получается CaCO3, т. е. обычный мел.

Разные соединения имеют и уникальные свойства. CuO при сплавлении с основаниями, т. е. когда смесь веществ дополнительно нагревают, образует купраты (двойные соли меди и другого металла). Это говорит о слабовыраженных амфотерных свойствах окиси меди.

Также она довольно хорошо восстанавливается до металлического состояния аммиаком, углем и водородом.

FeO распадается при среднем нагревании, но если продолжать поднимать температуру, то получатся оксид Fe3O4 и железо. Может вступать в реакцию с сероводородом и восстанавливаться водородом и коксом. BaO при нагревании до 600 градусов переходит в пероксид бария и может восстановиться до металла при повышении температуры с цинком, магнием и кремнием.

Кислотные оксиды также хорошо реагируют с водой, взаимодействуют с основаниями и основными оксидами. Углекислый газ, растворяясь в воде, образует слабую угольную кислоту, ее применяют для газирования воды, при этом происходит обратная реакция. Диоксид углерода, вступая в реакцию с едким натром NaOH, образует соль угольной кислоты, известную в обиходе как кальцинированная сода. Из углекислого газа получается и так называемая горькая соль MgCO3, для этого нужно соединить CO2 и MgO.

Амфотерные оксиды вступают в химические реакции и с кислотами, и с основаниями. При взаимодействии со щелочами часто получаются соли двойных металлов.

Области применения

Оксиды очень широко применяются в быту, промышленности, медицине и других областях. Вода H2O — источник жизни на земле. Гематит или красный железняк Fe2O3 используют для пигментации красных красок, а магнетит или магнитный железняк Fe3O4 — в металлургии и для изготовления электродов, так как он хорошо проводит электрический ток.

Читайте также:
Дихромат калия - свойства, особенности получения и применения

Негашеная известь применяется в строительстве и быту для борьбы с вредителями древесины. Мелкие кристаллы корунда Al2O3 наносят на наждачную бумагу для создания хорошего шлифовального эффекта. Крупные используют в изготовлении искусственных рубинов и сапфиров для ювелирных изделий и часов.

Нанесение оксида железа (II) на сталь называется воронением или чернением. Соединение образовывает прочный тонкий слой на поверхности. Регулируя его толщину, можно получить так называемые цвета побежалости — пленки, изменяющей свой цвет в радужном спектре. Это свойство используют в технологии нанесения цветных рисунков на сталь.

Углекислый газ CO2 используют и в твердом, и в жидком виде. В пищевой промышленности его применяют при изготовлении разнообразных газированных напитков, соды, сахара. В виде сухого льда он используется для сильного охлаждения продуктов и материалов. Жидкой углекислотой наполняют огнетушители.

Широкое применение получил сернистый газ SO2. Его используют в химической промышленности для производства серной кислоты. Способность сернистого газа убивать микроорганизмы и плесень позволила использовать его для дезинфекции подвалов, погребов, складских помещений, а также для хранения и перевозки фруктов и ягод.

Оксид кремния (IV) SiO2 — тугоплавкое и твердое вещество. Встречается в природе в кристаллическом и аморфном состоянии. Кристаллический кремнезем — это минералы кварца в виде халцедона, агата, яшмы, горного хрусталя. Кварцевый песок используют для изготовления стекла, бетона и кирпича. Полудрагоценные камни обрабатывают ювелиры, особенно красиво кристаллы выглядят при использовании одновременно с SiO2 оксида свинца PbO.

Аморфный кремнезем называется опалом и выражается формулой SiO2 ∙ nH2O. Из него делают украшения, химическую посуду, кварцевые лампы. Соединения, имеющие устойчивый цвет, используют для пигментации стекол и красок. CO2O3 придает материалам синий, Cr2O3 — зеленый, ZnO — белый, MnO2 — розовый цвет.

Окись цинка нашла и медицинское применение, ее добавляют в маски и кремы, подсушивают раны при кожных заболевания. Жженую магнезию MgO из-за ее способности хорошо реагировать с соляной кислотой желудочного сока назначают как средство при повышенной кислотности, она помогает убрать изжогу и выступает сорбентом. Оксид хрома (VI) CrO3 используется в восстановительной хирургии. Это вещество безвредно для человеческого организма.

Основные оксиды, перечень, список, физические и химические свойства

Классификация оксидов

Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные оксиды. Если основным оксидам соответствуют основания, то кислотным – кислоты, а амфотерным оксидам соответствуют амфотерные образования. Амфотерными оксидами называют такие соединения, которые в зависимости от условий могут проявлять либо основные, либо кислотные свойства.

Физические свойства оксидов очень разнообразны. Они могут быть как газами (CO2), так и твердыми (Fe2O3) или жидкими веществами (H2O).

При этом большинство основных оксидов является твердыми веществами различных цветов.

оксиды, в которых элементы проявляют свою высшую активность называются высшими оксидами. Порядок возрастания кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

Физические свойства основных оксидов:

Общим физическим свойством для всех основных оксидов является то, что они представляют собой твердые вещества. В то время как другие: внешний вид, цвет, плотность, температуры плавления и кипения, молярная масса, твердость и пр. различаются.

Название оксида: Химическая формула: Внешний вид:
Оксид бария BaO бесцветные кристаллы
Оксид калия K2O твердое бесцветное или бледно-желтое вещество
Оксид кальция CaO белое кристаллическое вещество
Оксид лития Li2 O бесцветные кристаллы
Оксид магния MgO твердое белое вещество
Оксид меди II CuO твердое черное вещество
Оксид натрия Na2O бесцветные кристаллы
Оксид ртути II HgO твердое вещество красного или желто-оранжевого цвета

Взаимодействие оксидов с гидроксидами металлов

С гидроксидами металлов как основными, так и амфотерными реагируют кислотные оксиды. При этом образуется соль, состоящая из катиона металла (из исходного гидроксида металла) и кислотного остатка кислоты, соответствующей кислотному оксиду.

Кислотные оксиды, которым соответствуют многоосновные кислоты, с щелочами могут образовывать как нормальные, так и кислые соли:

CO2 + NaOH = NaHCO3

«Привередливые» оксиды CO2 и SO2, активности которых, как уже было сказано, не хватает для протекания их реакции с малоактивными основными и амфотерными оксидами, тем не менее, реагируют с большей частью соответствующих им гидроксидов металлов. Точнее, углекислый и сернистый газы взаимодействуют с нерастворимыми гидроксидами в виде их суспензии в воде. При этом образуются только основные соли, называемые гидроксокарбонатами и гидроксосульфитами, а образование средних (нормальных) солей невозможно:

Читайте также:
Муравьиная кислота - формула, свойства, получение и применение

Однако с гидроксидами металлов в степени окисления +3, например, такими, как Al(OH)3, Cr(OH)3 и т.д., углекислый и сернистый газ не реагируют вовсе.

Следует отметить также особую инертность диоксида кремния (SiO2), в природе наиболее часто встречаемого в виде обычного песка. Данный оксид является кислотным, однако из гидроксидов металлов способен реагировать только с концентрированными (50-60%) растворами щелочей, а также с чистыми (твердыми) щелочами при сплавлении. При этом образуются силикаты:

Амфотерные оксиды из гидроксидов металлов реагируют только со щелочами (гидроксидами щелочных и щелочноземельных металлов). При этом при проведении реакции в водных растворах образуются растворимые комплексные соли:

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4] — тетрагидроксоцинкат натрия

BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4] — тетрагидроксобериллат натрия

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4] — тетрагидроксоалюминат натрия

А при сплавлении этих же амфотерных оксидов со щелочами получаются соли, состоящие из катиона щелочного или щелочноземельного металла и аниона вида MeO2 x — , где x = 2 в случае амфотерного оксида типа Me +2 O и x = 1 для амфотерного оксида вида Me2 +2 O3:

Следует отметить, что соли, получаемые сплавлением амфотерных оксидов с твердыми щелочами, могут быть легко получены из растворов соответствующих комплексных солей их упариванием и последующим прокаливанием:

Получение оксидов

Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.

Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований :Взаимодействие некоторых металлов с водой:

Взаимодействие оксидов друг с другом

Прежде всего нужно четко усвоить тот факт, что среди солеобразующих оксидов (кислотных, основных, амфотерных) практически никогда не протекают реакции между оксидами одного класса, т.е. в подавляющем большинстве случаев невозможно взаимодействие:

1) основный оксид + основный оксид ≠

2) кислотный оксид + кислотный оксид ≠

3) амфотерный оксид + амфотерный оксид ≠

В то время, как практически всегда возможно взаимодействие между оксидами, относящимися к разным типам, т.е. практически всегда протекают реакции между:

1) основным оксидом и кислотным оксидом;

2) амфотерным оксидом и кислотным оксидом;

3) амфотерным оксидом и основным оксидом.

В результате всех таких взаимодействий всегда продуктом является средняя (нормальная) соль.

Рассмотрим все указанные пары взаимодействий более детально.

В результате взаимодействия:

MexOy + кислотный оксид, где MexOy – оксид металла (основный или амфотерный)

образуется соль, состоящая из катиона металла Me (из исходного MexOy) и кислотного остатка кислоты, соответствующей кислотному оксиду.

Для примера попробуем записать уравнения взаимодействия следующих пар реагентов:

В первой паре реагентов мы видим основный оксид (Na2O) и кислотный оксид (P2O5). Во второй – амфотерный оксид (Al2O3) и кислотный оксид (SO3).

Как уже было сказано, в результате взаимодействия основного/амфотерного оксида с кислотным образуется соль, состоящая из катиона металла (из исходного основного/амфотерного оксида) и кислотного остатка кислоты, соответствующей исходному кислотному оксиду.

Таким образом, при взаимодействии Na2O и P2O5 должна образоваться соль, состоящая из катионов Na + (из Na2O) и кислотного остатка PO4 3- , поскольку оксиду P +5 2O5 соответствует кислота H3P +5 O4. Т.е. в результате такого взаимодействия образуется фосфат натрия:

В свою очередь, при взаимодействии Al2O3 и SO3 должна образоваться соль, состоящая из катионов Al 3+ (из Al2O3) и кислотного остатка SO4 2- , поскольку оксиду S +6 O3 соответствует кислота H2S +6 O4. Таким образом, в результате данной реакции получается сульфат алюминия:

Более специфическим является взаимодействие между амфотерными и основными оксидами. Данные реакции осуществляют при высоких температурах, и их протекание возможно благодаря тому, что амфотерный оксид фактически берет на себя роль кислотного. В результате такого взаимодействия образуется соль специфического состава, состоящая из катиона металла, образующего исходный основный оксид и «кислотного остатка»/аниона, в состав которого входит металл из амфотерного оксида. Формулу такого «кислотного остатка»/аниона в общем виде можно записать как MeO2 x — , где Me – металл из амфотерного оксида, а х = 2 в случае амфотерных оксидов с общей формулой вида Me +2 O (ZnO, BeO, PbO) и x = 1 – для амфотерных оксидов с общей формулой вида Me +3 2O3 (например, Al2O3, Cr2O3 и Fe2O3).

Попробуем записать в качестве примера уравнения взаимодействия

ZnO + Na2O и Al2O3 + BaO

В первом случае ZnO является амфотерным оксидом с общей формулой Me +2 O, а Na2O – типичный основный оксид. Согласно сказанному выше, в результате их взаимодействия должна образоваться соль, состоящая из катиона металла, образующего основный оксид, т.е. в нашем случае Na + (из Na2O) и «кислотного остатка»/аниона c формулой ZnO2 2- , поскольку амфотерный оксид имеет общую формулу вида Me +2 O. Таким образом, формула получаемой соли при соблюдении условия электронейтральности одной ее структурной единицы («молекулы») будет иметь вид Na2ZnO2:

Читайте также:
Сложные эфиры - формула, свойства, способы получения

В случае взаимодействующей пары реагентов Al2O3 и BaO первое вещество является амфотерным оксидом с общей формулой вида Me +3 2O3, а второе — типичным основным оксидом. В этом случае образуется соль, содержащая катион металла из основного оксида, т.е. Ba 2+ (из BaO) и «кислотного остатка»/аниона AlO2 — . Т.е. формула получаемой соли при соблюдении условия электронейтральности одной ее структурной единицы («молекулы») будет иметь вид Ba(AlO2)2, а само уравнение взаимодействия запишется как:

Как мы уже писали выше, практически всегда протекает реакция:

MexOy + кислотный оксид,

где MexOy – либо основный, либо амфотерный оксид металла.

Однако следует запомнить два «привередливых» кислотных оксида – углекислый газ (CO2) и сернистый газ (SO2). «Привередливость» их заключается в том, что несмотря на явные кислотные свойства, активности CO2 и SO2 недостаточно для их взаимодействия с малоактивными основными и амфотерными оксидами. Из оксидов металлов они реагируют только с активными основными оксидами (оксидами ЩМ и ЩЗМ). Так, например, Na2O и BaO, являясь активными основными оксидами, могут с ними реагировать:

В то время, как оксиды CuO и Al2O3, не относящиеся к активным основным оксидам, в реакцию с CO2 и SO2 не вступают:

CO2 + CuO ≠

SO2 + CuO ≠

Что мы узнали?

При образовании основных оксидов одним из обязательных элементов является кислород.Основные оксиды обладают рядом физических и химических свойств, таких как взаимодействие с водой, кислотами и другими оксидами.

Физические и химические свойства

Свойства оксидов физического характера определяются структурой их строения. Окислам металлов присуще ионное строение, что определяет и их свойства. Чаще всего это твердые вещества самых разных окрасок. Не растворяются в воде, за исключением соединений щелочных и щелочноземельных металлов. Имеют высокие температуры кипения и плавления. Другие свойства определяются их составом.

Вещества, образованные неметаллическими элементами, чаще всего имеют молекулярный вид строения и более разнообразны по агрегатному состоянию — встречаются жидкие, газообразные и твердые оксиды. К жидкостям относятся:

  • вода;
  • азотистый ангидрид N203 синего цвета;
  • бесцветный и токсичный триоксид серы S03;
  • зеленовато-бурый или красный Mn207;
  • дихлорогептаоксид Cl207.

Окиси серы, углерода и азота при нормальных условиях находятся в газообразном состоянии. Главные химические свойства основных оксидов:

  1. Способность реагировать с водой до образования щелочи. Известная реакция гашения извести — CaO быстро и с теплоотдачей реагирует с водой, превращаясь в гидроксид кальция или гашеную известь.
  2. Химическое взаимодействие между окислами и кислотами приводят к образованию соли и воды. Если известь смешать с серной кислотой, то получится CaSO4, проще говоря — гипс.
  3. Вступление в реакцию с кислотными оксидами до получения соли. При взаимодействии извести с углекислым газом получается CaCO3, т. е. обычный мел.

Разные соединения имеют и уникальные свойства. CuO при сплавлении с основаниями, т. е. когда смесь веществ дополнительно нагревают, образует купраты (двойные соли меди и другого металла). Это говорит о слабовыраженных амфотерных свойствах окиси меди.

Также она довольно хорошо восстанавливается до металлического состояния аммиаком, углем и водородом.

FeO распадается при среднем нагревании, но если продолжать поднимать температуру, то получатся оксид Fe3O4 и железо. Может вступать в реакцию с сероводородом и восстанавливаться водородом и коксом. BaO при нагревании до 600 градусов переходит в пероксид бария и может восстановиться до металла при повышении температуры с цинком, магнием и кремнием.

Кислотные оксиды также хорошо реагируют с водой, взаимодействуют с основаниями и основными оксидами. Углекислый газ, растворяясь в воде, образует слабую угольную кислоту, ее применяют для газирования воды, при этом происходит обратная реакция. Диоксид углерода, вступая в реакцию с едким натром NaOH, образует соль угольной кислоты, известную в обиходе как кальцинированная сода. Из углекислого газа получается и так называемая горькая соль MgCO3, для этого нужно соединить CO2 и MgO.

Амфотерные оксиды вступают в химические реакции и с кислотами, и с основаниями. При взаимодействии со щелочами часто получаются соли двойных металлов.

Формула оксидов.

Формула оксидов необходима для возможности решения задач и понимания возможных вариантов соединений химических элементов. Общая формула оксидов – ЭхОу. Кислород находится на втором месте после фтора по величине значение электроотрицательности, что является причиной того, что большинство соединений химических элементов с кислородом являются оксидами.

Читайте также:
Алкены в химии - характеристика, свойства, примеры, классификация

Классификация оксидов.

По классификации оксидов, солеобразующими оксидами являются те оксиды, которые могут взаимодействовать с кислотами либо основаниями с возможностью появления соответствующей соли и воды. Солеобразующими оксидами называют:

Основные оксиды, зачастую образующиеся из металлов со степенью окисления +1, +2. Могут реагировать с кислотами, с кислотными оксидами, с амфотерными оксидами, с водой (только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов). Элемент основного оксида становится катионом в образующейся соли. Na2O, CaO, MgO, CuO.

  1. Основный оксид + сильная кислота → соль + вода: CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
  2. Сильноосновный оксид + вода → гидроксид: CaO + H2O → Ca(OH)2
  3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид → соль: CaO + Mn2O7 → Ca(MnO4)2
  4. Основный оксид + водород → металл + вода: CuO + H2 → Cu + H2O

Примечание: металл менее активный, чем алюминий.

Кислотные оксиды – оксиды неметаллов и металлов в степени окисления +5 – +7. Могут реагировать с водой, щелочами, основными оксидами, амфотерными оксидами. Элемент кислотного оксида входит в состав аниона образующейся соли. Mn2O7, CrO3, SO3, N2O5.

  1. Кислотный оксид + вода → кислота: SO3 + H2O → H2SO4. Некоторые оксиды, к примеру SiO2, не могут вступать в реакцию с водой, поэтому их кислоты получают не прямым путём.
  2. Кислотный оксид + основный оксид → соль: CO2 + CaO → CaCO3
  3. Кислотный оксид + основание → соль + вода: SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O. Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 ↓ + H2O, CaCO3 + H2O + CO2 → Ca(HCO3)2
  4. Нелетучий оксид + соль 1 → соль 2 + летучий оксид: SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2
  5. Ангидрид кислоты 1 + безводная кислородосодержащая кислота 2 → Ангидрид кислоты 2 + безводная кислородосодержащая кислота 1: 2P2O5 + 4HClO4 → 4HPO3 + 2Cl2O7

Амфотерные оксиды, образуют металлы со степенью окисления от +3 до +5 (к амфотерным оксидам относятся также BeO, ZnO, PbO, SnO). Реагируют с кислотами, щелочами, кислотными и основными оксидами.

При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

  • ZnO + 2KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] (в водном растворе).
  • ZnO + 2KOH → K2ZnO2 (при сплавлении).

Несолеобразующие оксиды не вступают в реакцию ни с кислотами, ни с основаниями, а значит, солей не образуют. N2O, NO, CO, SiO.

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, названия оксидов складываются из слова оксид и названия второго химического элемента (с меньшей электроотрицательностью) в родительном падеже:

  • Оксид кальция – CaO.

Если элемент может образовывать несколько оксидов, то в их названиях следует указать степень окисления элемента:

  • Fe2O3 – оксид железа (III);
  • MnO2 – оксид марганца (IV).

Можно использовать латинские приставки для обозначения числа атомов элементов, которые входят в молекулу оксида:

  • Na2O – оксид динатрия;
  • CO – монооксид углерода;
  • СО2 – диоксид углерода.

Часто используются также тривиальные названия некоторых оксидов:

Основные оксиды, перечень, список, физические и химические свойства

Основные оксиды, перечень, список, физические и химические свойства.

Основные оксиды – солеобразующие оксиды металлов, которым соответствуют основания. Как правило, металлы в них проявляют степень окисления +1 или +2.

Основные оксиды:

Основные оксиды – солеобразующие оксиды металлов, которым соответствуют основания. Как правило, металлы в них проявляют степень окисления +1 или +2.

В свою очередь оксидами называют неорганические химические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород. Кислород в оксидах проявляет степень окисления -2. Все оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие.

К солеобразующим оксидам помимо основных оксидов также относят кислотные и амфмотерные оксиды. Соответственно кислотным оксидам соответствуют кислоты, амфотерным оксидам – амфотерные основания.

К основным оксидам относятся оксиды щелочных и щёлочноземельных металлов, а также оксиды переходных металлов в низших степенях окисления.

Какие оксиды основные? Список, примеры и перечень основных оксидов:

Название оксида: Химическая формула:
Оксид бария BaO
Оксид калия K2O
Оксид кальция CaO
Оксид лития Li2 O
Оксид магния MgO
Оксид меди II CuO
Оксид натрия Na2O
Оксид ртути II HgO

Физические свойства основных оксидов:

Общим физическим свойством для всех основных оксидов является то, что они представляют собой твердые вещества. В то время как другие: внешний вид, цвет, плотность, температуры плавления и кипения, молярная масса, твердость и пр. различаются.

Читайте также:
Аллотропные модификации - формы, причины видоизменения
Название оксида: Химическая формула: Внешний вид:
Оксид бария BaO бесцветные кристаллы
Оксид калия K2O твердое бесцветное или бледно-желтое вещество
Оксид кальция CaO белое кристаллическое вещество
Оксид лития Li2 O бесцветные кристаллы
Оксид магния MgO твердое белое вещество
Оксид меди II CuO твердое черное вещество
Оксид натрия Na2O бесцветные кристаллы
Оксид ртути II HgO твердое вещество красного или желто-оранжевого цвета

Получение основных оксидов:

Основные оксиды получаются в результате:

  1. 1. окисления металлов кислородом (кроме благородных):

2Сa + О2 → 2CaО (t = 300 o C);

  1. 2. термического разложения гидроксидов:

Ba(OH)2 → BaO + H2О (t = 780-800 o C);

Сa(OH)2 → СaO + H2О (t = 520-580 o C);

  1. 3. термического разложения солей:

BaCO3 → BaO + CO2 (t = 1000-1450 o C);

MgCO3 → MgО + СО2 (t > 650 o C);

Химические свойства основных оксидов. Химические реакции основных оксидов:

Для основных оксидов характерны следующие общие химические реакции:

1. взаимодействие с водой.

В реакцию с водой вступают не все основные оксиды, а только оксиды наиболее активных металлов, которые расположены в главных подгруппах первой и второй групп периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева (натрий, калий, кальций, барий и др.).

В результате взаимодействия основных оксидов с водой образуются основания.

MgО + Н2О → Mg(ОН)2 (t = 100-125 o C);

2. взаимодействие с кислотными оксидами.

В результате химической реакции основных оксидов с кислотными оксидам образуется соль.

CaО + SiО2 → CaSiО3 (t = 1100-1200 o C);

MgО + SiО2 → MgSiО3 (t = 1100-1200 o C);

3. взаимодействие с кислотами.

В результате химической реакции основных оксидов с кислотами образуется соль и вода.

Аналогично проходят реакции основных оксидов и с другими кислотами.

4. взаимодействие с амфотерными оксидами.

В результате химической реакции основных оксидов с амфотерными оксидам образуется соль.

BaO + ZnO → BaZnO2 (t = 1100 o C);

BaO + SnO → BaSnO2 (t = 1000 o C);

5. восстановление до простых веществ:

BaO + Be → Ba + BeO (t = 270 o C);

3BaO + 2Al → 3Ba + Al2O3 (t = 1200 o C);

2Al + 4BaO → Ba(AlO2)2 + 3Ba (t = 1100-1200 o C);

2Al + 4BaO → BaAl2O4 + 3Ba (t = 1100-1200 o C);

3BaO + Si → 2Ba + BaSiO3 (t = 1200 o C);

4CaО + 2Al → 2Ca + Ca(AlO2)2 (t = 1200 o C);

Li2O + Mg → 2Li + MgO (t > 800 o C);

2Li2O + Si → 4Li + SiO2 (t = 1000 o C);

2MgО + Si → 2Mg + SiО2;

MgО + 2K → Mg + K2О;

MgО + Са → Mg + СаО (t = 1300 o C);

CuО + H2 → Cu + H2О (t = 300 o C);

CuО + С → Cu + СО (t = 1200 o C);

3CuО + 2Al → 3Cu + Al2О3 (t = 1000-1100 o C).

6. взаимодействие с галогеноводородами (бромоводородом, йодоводородом и пр.).

В результате химической реакции основных оксидов с галогеноводородами образуется соль и вода.

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

  • ← Суспензия, типы и виды, свойства, ее приготовление и разрушение
  • Природное, искусственное топливо, различные виды →

Мировая экономика

Справочники

Востребованные технологии

  • Концепция инновационного развития общественного производства – осуществления Второй индустриализации России на период 2017-2022 гг. (106 529)
  • Экономика Второй индустриализации России (102 540)
  • Программа искусственного интеллекта ЭЛИС (27 721)
  • Метан, получение, свойства, химические реакции (24 139)
  • Этилен (этен), получение, свойства, химические реакции (23 740)
  • Природный газ, свойства, химический состав, добыча и применение (21 505)
  • Крахмал, свойства, получение и применение (20 843)
  • Пропилен (пропен), получение, свойства, химические реакции (19 797)
  • Целлюлоза, свойства, получение и применение (19 698)
  • Прямоугольный треугольник, свойства, признаки и формулы (18 964)

Поиск технологий

О чём данный сайт?

Настоящий сайт посвящен авторским научным разработкам в области экономики и научной идее осуществления Второй индустриализации России.

Он включает в себя:
– экономику Второй индустриализации России,
– теорию, методологию и инструментарий инновационного развития – осуществления Второй индустриализации России,
– организационный механизм осуществления Второй индустриализации России,
– справочник прорывных технологий.

Мы не продаем товары, технологии и пр. производителей и изобретателей! Необходимо обращаться к ним напрямую!

Мы проводим переговоры с производителями и изобретателями отечественных прорывных технологий и даем рекомендации по их использованию.

О Второй индустриализации

Осуществление Второй индустриализации России базируется на качественно новой научной основе (теории, методологии и инструментарии), разработанной авторами сайта.

Конечным результатом Второй индустриализации России является повышение благосостояния каждого члена общества: рядового человека, предприятия и государства.

Вторая индустриализация России есть совокупность научно-технических и иных инновационных идей, проектов и разработок, имеющих возможность быть широко реализованными в практике хозяйственной деятельности в короткие сроки (3-5 лет), которые обеспечат качественно новое прогрессивное развитие общества в предстоящие 50-75 лет.

Читайте также:
Соединения углерода формулы веществ, химические и физические свойства, способы получения и применения, нахождение в природе, примеры веществ

Та из стран, которая первой осуществит этот комплексный прорыв – Россия, станет лидером в мировом сообществе и останется недосягаемой для других стран на века.

Классификация неорганических веществ

Неорганическая химия – раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли. Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты (в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

  • CuO – соответствует основанию Cu(OH)2
  • Li2O – соответствует основанию LiOH
  • FeO – соответствует основанию Fe(OH)2 (сохраняем ту же СО = +2)
  • Fe2O3 – соответствует основанию Fe(OH)3 (сохраняем ту же СО = +3)
  • P2O5 – соответствует кислоты H3PO4

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются исключительно металлами. Примеры: Li2O, Na2O, K2O, Rb2O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li2O + H2O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

Амфотерные (греч. ἀμφότεροι – двойственный)

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al2O3, Fe2O3, Cr2O3, MnO2, PbO, PbO2, Ga2O3.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

ZnO + KOH + H2O → K2[Zn(OH)4] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N2O5 → Zn(NO3)2 (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe2O3 + HCl → FeCl3 + H2O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO2, SO3, P2O5, N2O3, NO2, N2O5, SiO2, MnO3, Mn2O7.

Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.

  • SO2 – H2SO3
  • SO3 – H2SO4
  • P2O5 – H3PO4
  • N2O5 – HNO3
  • NO2 – HNO2, HNO3

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO2 + Na2O → Na2SO3 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO3 + Li2O → Li2SO4 (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P2O5 + NaOH → Na3PO4 + H2O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO2 – не реагирует с водой, так как продукт реакции – H2SiO3 является нерастворимой кислотой.

Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования. К таким оксидам относят:

  • CO
  • N2O
  • NO
  • SiO
  • S2O

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей. Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO2 (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания – химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов. Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр – NaOH, едкое кали – KOH.

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H2O (основание + кислота = соль + вода – реакция нейтрализации)

Читайте также:
Соединения углерода формулы веществ, химические и физические свойства, способы получения и применения, нахождение в природе, примеры веществ

Mg(OH)2 → (t) MgO + H2O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет. Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH3 + H2O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH4OH, которое распадается на NH3 и H2O)

KOH + BaCl2 ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами – с образованием соли и воды, так и с основаниями – с образованием комплексных солей.

Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)3 + KOH → (t) KAlO2 + H2O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода – при высоких температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Кислоты

Кислота – химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое способна отдать молекула кислоты, реагируя с основанием. Определять основность кислоты по числу атомов водорода в ней – часто верный способ, но не всегда: например, борная кислота H3BO3 является слабой одноосновной кислотой, фосфористая кислота H3PO3 – двухосновной кислотой.

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H3PO4 + LiOH → Li3PO4 + H2O (кислота + основание = соль + вода – реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl2 + H2↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду – угольная и сернистая кислоты:

  • H2CO3 → H2O + CO2
  • H2SO3 → H2O + SO2

Записать эти кислоты в растворе в виде “H2CO3 или H2SO3” – будет считаться ошибкой. Пишите угольную и сернистую кислоты в разложившемся виде – виде газа и воды.

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз. В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной – серную кислоту. Природу не обманешь :)

K2S + HCl → H2S + KCl (из сильной – соляной кислоты – получили более слабую – сероводородную)

K2SO4 + CH3COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной – серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)2 и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными гидроксидами, например серная кислота – H2SO4. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO2(OH)2

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Соль – ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается металлом или ионом аммония (NH4). Наиболее известной солью является поваренная соль – NaCl.

По классификации соли бывают:

  • Средние – продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO3, NaCl, BaSO4, Li3PO4
  • Кислые – продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO4, NaH2PO4 и Na2HPO4 (гидросульфат лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
  • Основные – продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
  • Двойные – содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO4)2

Блиц-опрос по теме Классификация неорганических веществ

Рейтинг
( Пока оценок нет )
Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: