Оксиды. — Химия — Подготовка к ЕГЭ

ОКСИДЫ

Оксидами называются сложные вещества, в состав которых входят атомы кислорода и какого-нибудь другого элемента. Иначе говоря, оксид – это соединение элемента с кислородом.

Оксиды можно получить как при непосредственном взаимо-действии кислорода с другим элементом, так и косвенным путем (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твердом (кремний-оксид(II), халцедон, аметист, горный хрусталь), жидком (вода), газообразном (угарный газ, углекислый газ) состояниях.

По химическим свойствам все оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие или безразличные.

Несолеобразующими оксидами называют такие оксиды, которые не взаимодействуют ни с кислотами, ни со щелочами и не образуют солей. Несолеобразующих оксидов немного. К ним относятся: СО, NO, N₂

О,SiО.

Солеобразующими называются такие оксиды, которые взаимодействуют с кислотами, основаниями и образуют при этом соль и воду, например: оксид калия – K₂O, оксид натрия – Na₂O.

Среди солеобразующих оксидов различают оксиды основные, кислотные и амфотерные.

А) Основные оксиды

Основными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с кислотами образуют соль и воду. Соединения этих оксидов с водой относятся к классу оснований (гидроксидов).

Примерами основных оксидов могут служить Na₂O, CaO, BaO, FeO, CuO, которым соответствуют основания (гидроксиды) NaOH, Ca(OH)₂ , Ba(OH)₂ и _{т. д. К основным оксидам относятся оксиды металлов с небольшими степенями окисления(+1 и +2),то есть оксиды металлов I и II группы периодической системы. Все основные оксиды представляют собой твердые вещества.}

2

Химические свойства основных оксидов.

1. Основный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).

CuO + 2HNO₃ = Cu (NO₃)₂ + H₂O

1. Основный оксид + кислотный оксид → соль (реакция соединения).

_{CaO + N2O5 = Ca (NO3)2}

1. Основный оксид + вода → щелочь (реакция соединения).

K₂O + H₂O = 2KOH

Эта реакция протекает только в том случае, если образуется растворимое основание, поэтому

CuO + H₂O ≠ т.к. Cu(OH)₂ – нерастворимое основание.

1. Основной оксид + амфотерный оксид = соль (реакция соединения).

2. Оксиды ртути, серебра и благородных металлов распадаются при нагревании.

2HgO = 2Hg + O₂

1. Основные оксиды могут вступать в окислительно- восстановительные реакции.

Fe₂O₃ + 2Al = 2Fe + Al₂O₃

_{2PbO + C = 2Pb + CO2}

MnO + CO = Mn + CO₂

CuO + H₂ = Cu + H₂O

Б) Кислотные оксиды.

Кислотными оксидами называются такие, которые при взаимодействии с основаниями образуют соль и воду. Соединения этих оксидов с водой относятся к классу кислот. Например, SO

3, P₂O₅, CrO₃ являются кислотными оксидами, которым соответ-ствуют кислоты H₂SO₄, H₃PO₄ и H₂CrO₄. Кислотные оксиды иначе называют ангидридами кислот.

К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов, а также оксиды металлов с большим значением степеней окисления, например:

CrO₃ – H₂CrO₄

Mn₂O₇ – HMnO₄

Химические свойства кислотных оксидов.

1. Кислотный оксид + щелочь → соль + вода (реакция обмена).

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

1. Кислотный оксид + основный оксид → соль (реакция соединения).

FeO + SO₂ = FeSO₃

3. Кислотный оксид + вода → кислота (реакция соединения).

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Эта реакция возможна только в том случае, если кислотный оксид растворим в воде, поэтому

SiO₂ + H₂O ≠ т.к. SiO₂ – нерастворимый оксид.

4. Вступают в окислительно – восстановительные реакции

CO₂ + C = 2CO₂

CO₂ + 2Mg = C + 2MgO

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

5. Вступают в реакцию замещения с солями, если менее летучий оксид вытесняет более летучий.

CaCO₃ + SiO₂ = CaSiO₂ + CO₂ (при нагревании).

6. Несолеобразующий оксид СО кислотно-основных свойств не проявляет, однако взаимодействует с расплавом щёлочи при нагревании и давлении, образуя формиаты. При этом СО проявляет псевдокислотные свойства CO + NaOH = HCOONa.

В) Амфотерные оксиды

К амфотерным оксидам относятся такие, которые взаимодействуют с кислотами и основаниями с образованием соли и воды. Соединения этих оксидов с водой могут иметь как кислотные, так и основные свойства. Примеры указанных оксидов — Al₂O₃, Cr₂O₃, ZnO, (Fe₂O₃ – амфотерный, но слабо выражены кислотные свойства).

Химические свойства амфотерных оксидов.

1. Амфотерный оксид + кислота → соль + вода

4

Al₂O₃ + 6HBr = 2AlBr₃ + 3H₂O

2. Амфотерный оксид + кислотный оксид → соль

ZnO + SO₃ = ZnSO₄

3. Амфотерный оксид + щелочь → соль + вода

Al₂O₃ + 2NaOH_{( твёрдый )} =^{t 2NaAlO₂ + H₂O и}

Al₂O₃ + 2NaOH_{( раствор )} + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

4.Амфотерный оксид + основный оксид → соль

ZnO + K₂O = 2K₂ZnO₂

5. Амфотерные оксиды не реагируют с водой.

Получение оксидов.

1. Простое вещество + кислород

2C + O₂ = 2CO

1. Разложение некоторых кислот (устойчивы к нагреванию сероводородная и фосфорная кислоты)

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

1. Разложение при нагревании нерастворимых оснований

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

1. Разложение при нагревании некоторых солей

CaCO₃ → CaO + CO₂

1. Окисление (горение) сложных веществ

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ = 6CO₂ + H₂O

1. Окисление сложных веществ

2NO + O₂ = 2NO₂

7. Реакция замещения, в ходе которых химически более активный металл вытесняет менее активный из его оксида.

Al + Fe₂O₃ = Al₂O₃ + Fe,

8. Обработка металлической стружки сильной кислотой

Cu + 4HNO₃ (конц.) = Cu (NO₃)₂ + 2NO₂­+ 2H₂O,

1. Опишите классификацию и номенклатуру оксидов, приведите примеры соединений

КЛАССИФИКАЦИЯ

Несолеобразующие : CO, N₂O, NO

Солеобразующие :

—Основные— это оксиды металлов, в которых последние проявляют

небольшую степень окисления +1, +2: Na2O; MgO; CuO

—Амфотерные— обычно оксиды металлов со степенью окисления +3, +4: Cr2O3; SnO2; + ZnO; Al2O3

—Кислотные-это оксиды неметаллов и металлов со степенью

окисления от +5 до +7: SO2; SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3

Основным оксидам соответствуют основания, кислотным – кислоты,

амфотерным – и те и другие.

НОМЕНКЛАТУРА

ОКСИД + Э(русское название, род. падеж) + (валентность Э)

Примеры:

MgO – оксид магния

NiO – оксид никеля

Сu2О – оксид меди (I)

Fe2O3 – оксид железа (III)

SO2 – оксид серы (IV)

SO3 – оксид серы (VI)

Cl2O7 – оксид хлора (VII)

P2O5 – оксид фосфора (V)

2.Опишите способы получения оксидов, приведите примеры химических реакций .

Получение оксидов

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

Ch5 + 2O2 = CO2 + 2h3O

2Mg + O2= 2MgO

4P + 5O2 = 2P2O5

S + O2 = SO2

2CO + O2 = 2CO2

2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2

4Nh4 + 5O2 = 4NO + 6h3O ( в присутствии катализатора)

2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований,

кислот, солей) при нагревании:

Cu(OH)2 t= Cu2O↓ + h3O

(CuOH)2CO3 = 2CuO + CO2 + h3O

2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

2HMnO4 = Mn2O7 + h3O ( в присутствии h3SO4(конц.))

3. Опишите химические свойства оксидов

1. Взаимодействие с водой:

-Основные оксиды— образуется основание:

Na2O + h3O = 2NaOH

CaO + h3O = Ca(OH)2

-Кислотные оксиды— образуется кислота:

SO3 + h3O = h3SO4

P2O5 + 3h3O = 2h4PO4

Исключение SiO2, который с водой не

реагирует

2. Взаимодействие с кислотой или основанием:

-Основные оксиды— при реакции с кислотой образуется соль и вода:

MgO + h3SO4 t= MgSO4 + h3O

CuO + 2HCl t= CuCl2 + h3O

-Кислотные оксиды— при реакции с основанием образуется соль и вода:

CO2 + Ba(OH)2 =BaCO3 + h3O

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + h3O

Амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами как основные:

ZnO + h3SO4 = ZnSO4 + h3O

с основаниями как кислотные:

ZnO + 2NaOH + h3O = Na2[Zn(OH)4])

3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к солям.

Na2O + CO2 = Na2CO3

4. Восстановление до простых веществ:

3CuO + 2Nh4 = 3Cu + N2 + 3h3O

P2O5 + 5C = 2P + 5CO

4.Опишите классификацию и номенклатуру основания, приведите примеры

Основания классифицируются по растворимости и по кислотности

— растворимые в воде (щелочи)

М – IА и IIА, кроме Be и Mg

NaOH, Ca(OH)2 ;

— нерастворимые в воде

Ni(OH)2, Cr(OH)3

-oднокислотные: NaOH, KOH — двухкислотные: Ca(OH)2

-трёхкислотные: Fe(OH)3

НОМЕНКЛАТУРА ОСНОВАНИЙ

ГИДРОКСИД + Э(русское название, род. падеж) + (валентность Э)

NaOH – гидроксид натрия

Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III)

Ba(OH)2 – гидроксид бария

Кислый оксид — Acidic oxide

Кислотные оксиды или ангидрид кислоты — это оксиды, которые реагируют с водой с образованием кислоты или с основанием с образованием соли. Это оксиды либо неметаллов, либо металлов в высоких степенях окисления . Их химию можно систематически понять, взяв оксокислоту и удалив из нее воду до тех пор, пока не останется только оксид. Образующийся оксид относится к этой группе веществ. Например, сернистая кислота (SO ₂ ), серная кислота (SO ₃ ) и угольная кислота (CO ₂ ) являются кислыми оксидами. Неорганический ангидрид (несколько архаичного термин) представляет собой ангидрид кислоты без органического остатка.

Кислотные оксиды не относятся к кислотам Бренстеда – Лоури, потому что они не отдают протоны ; однако они являются кислотами Аррениуса, потому что они увеличивают концентрацию водородных ионов в воде. Например, двуокись углерода увеличивает концентрацию ионов водорода в дождевой воде (pH = 5,6) в 25 раз по сравнению с чистой водой (pH = 7). Они также являются кислотами Льюиса , потому что они принимают электронные пары от некоторых оснований Льюиса , в первую очередь ангидридов оснований .

Оксиды элементов третьего периода демонстрируют периодичность по кислотности. По мере прохождения периода оксиды становятся более кислыми. Оксиды натрия и магния щелочные. Оксиды алюминия являются амфотерными (реагируют как основание, так и кислота). Оксиды кремния , фосфора , серы и хлора кислые. Некоторые оксиды неметаллов, такие как закись азота (N ₂ O) и окись углерода (CO), не обладают какими-либо кислотно-щелочными характеристиками.

Кислые оксиды также могут реагировать с основными оксидами с образованием солей оксоанионов :

2 MgO + SiO ₂ → Mg ₂ SiO ₄

Кислые оксиды экологически значимы. Оксиды серы и азота считаются загрязнителями воздуха, поскольку они реагируют с водяным паром из атмосферы с образованием кислотных дождей .

Реакции кислых оксидов

Хотя эти оксиды трудно отнести к кислотам, это свойство проявляется в реакциях с основаниями. Например, углекислый газ реагирует со щелочью .

CO ₂ + 2OH ^— ⇌ HCO ₃ ^— + OH ^— ⇌ CO ₃ ²⁻ + H ₂ O

По этой причине щелочь хранится в закрытых пробках, чтобы ингибировать реакцию с атмосферным углекислым газом. В геохимии сложные силикаты часто описывают так, как будто они являются продуктами кислотно-щелочной реакции. Например, химическая формула минерального оливина может быть записана как (Mg, Fe) ₂ SiO ₄ или как (MgO, FeO) ₂ SiO ₂ . Этот минерал называется ультрамафит , а это означает , что он имеет очень высокое номинальное содержание основы оксида магния и оксида железа и , следовательно, низким содержанием кислоты диоксида кремния.

Примеры реакций

ЧАС 2 CO 3 ⟶ ЧАС 2 О + CO 2 {\ displaystyle {\ ce {h3CO3 -> h3O + CO2}}}

• Фермент карбоангидраза , катализирующий эту реакцию, назван в честь этого свойства углекислого газа.

Примеры

Оксид алюминия

Оксид алюминия (Al ₂ O ₃ ) представляет собой амфотерный оксид; он может действовать как основание или кислота. Например, с основанием будут образовываться разные алюминатные соли:

Al ₂ O ₃ + 2 NaOH + 3 H ₂ O → 2 NaAl (OH) ₄

Диоксид кремния

Диоксид кремния — это кислый оксид. Он будет реагировать с сильными основаниями с образованием силикатных солей.

Диоксид кремния — это ангидрид кремниевой кислоты :

Si ( ОЙ ) 4 ⟶ 2 ЧАС 2 О + SiO 2 {\ Displaystyle {\ ce {Si (OH) 4 -> 2h3O + SiO2}}}

Оксиды фосфора

Оксид фосфора (III) реагирует с образованием фосфористой кислоты в воде:

P ₄ O ₆ + 6 H ₂ O → 4 H ₃ PO ₃

Оксид фосфора (V) реагирует с водой с образованием фосфорной (v) кислоты:

P ₄ O ₁₀ + 6 H ₂ O → 4 H ₃ PO ₄

Триоксид фосфора — ангидрид фосфористой кислоты :

2 ЧАС 3 PO 3 ⟶ 3 ЧАС 2 О + п 2 О 3 {\ displaystyle {\ ce {2h4PO3 -> 3h3O + P2O3}}}

Пятиокись фосфора — ангидрид фосфорной кислоты :

2 ЧАС 3 PO 4 ⟶ 3 ЧАС 2 О + п 2 О 5 {\ displaystyle {\ ce {2h4PO4 -> 3h3O + P2O5}}}

Оксиды серы

Диоксид серы реагирует с водой с образованием слабой кислоты, сернистой кислоты :

SO ₂ + H ₂ O → H ₂ SO ₃

Триоксид серы образует с водой сильную серную кислоту (так, триоксид серы является ангидридом серной кислоты):

SO ₃ + H ₂ O → H ₂ SO ₄

Эта реакция важна при производстве кислоты. 2 + -> FeO + 2H + + 5h3O}}}

Оксиды хрома

Триоксид хрома — это ангидрид хромовой кислоты :

ЧАС 2 CrO 4 ⟶ ЧАС 2 О + CrO 3 {\ displaystyle {\ ce {h3CrO4 -> h3O + CrO3}}}

Оксиды ванадия

Триоксид ванадия представляет собой ангидрид ванадовой кислоты :

2 ЧАС 3 VO 3 ⟶ 3 ЧАС 2 О + V 2 О 3 {\ displaystyle {\ ce {2h4VO3 -> 3h3O + V2O3}}}

Пятиокись ванадия представляет собой ангидрид ванадиевой кислоты :

2 ЧАС 3 VO 4 ⟶ 3 ЧАС 2 О + V 2 О 5 {\ displaystyle {\ ce {2h4VO4 -> 3h3O + V2O5}}}

Смотрите также

Рекомендации

задачи с решениями и примерами

Типовые задачи с решениями по оксидам

Задача 1

Назвать следующие оксиды:

Решение:

Рекомендую самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.

Задача 2

Найти эмпирические формулы следующих оксидов: оксид марганца (IV), оксид ванадия (V), оксид фосфора (V). К какой группе оксидов относится каждый из них?

Решение:

Рекомендую самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.

Задача 3

Привести графические формулы следующих оксидов:

Решение:

Графическая формула показывает порядок, в котором атомы соединены в молекуле. В графической формуле единица химической связи (валентности) изображается черточкой:

Рекомендую самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.

Задача 4

К каким типам относятся следующие оксиды:

, ?

Решение:

К основным оксидам относятся оксиды металлов с ярко выраженными металлическими свойствами, проявляющими низкие валентности, в основном I и II:

К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов со слабо выраженными металлическими свойствами. Обычно эти металлы находятся в каждом периоде на границе между неметаллами и металлами с ярко выраженными металлическими свойствами:

К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов, а также оксиды металлов, проявляющих высокие валентности, в основном V, VI, VII:

.

Рекомендую самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.

Задача 5

Составить уравнения следующих химических реакций:

Решение:

Рекомендую самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.

Задача 6

Какие из перечисленных оксидов будут взаимодействовать с водой:

?

Решение:

С водой взаимодействуют кислотные оксиды, за исключением

, и оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов:

оксид щелочного или щелочно-земельного металла +

щелочь; кислотный оксид + кислота.

Рекомендую самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.

Задача 7

Какие из оксидов будут реагировать попарно:

, ?

Решение:

Известно:

Рекомендую самостоятельно составить подобную задачу и решить ее.

Задача 8

Как можно получить следующие оксиды:

?

Решение:

Эти задачи взяты со страницы решения задач по неорганической химии:

Задачи с решением по неорганической химии

Возможно эти страницы вам будут полезны:

Оксиды их классификация, способы получения и химические свойства (таблица, схема)

Оксиды — это бинарные соединения кислорода, то есть сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых является кислород.

Э₂⁺ⁿO_n^-2 — общая формула оксидов, где

n — степень окисления элемента

-2 — степень окисления кислорода

Названия оксидов составляется из слова «оксид» и названия элемента образующего оксид в родительном падеже (CaO — оксид кальция).

Схема классификация оксидов

Таблица классификация оксидов с примерами

Классификация оксидов	Определение	Примеры реакций	Типичные взаимодействия
Нормальные	Оксиды, в которых есть только связи между кислородом и каким-нибудь элементом	MgO, SO3, SiO2	Смотрите свойства кислотных и основных оксидов
Пероксиды	Те, в которых есть связи между двумя атомами кислорода	Na2O2, H2O2	Смотрите таблицу свойства пероксида водорода
Смешанные оксиды	Те, которые представляют собой смесь двух оксидов одного элемента в разных степенях окисления	Pb3O4 = 2РbО · PbO2 Fe3O4 = FeO · Fe2O3	Обладают теми же свойствами, что и входящие в их составы оксиды
Кислотные или ангидриды	Оксиды, которые реагируют с водой, образуя кислоты; с основаниями и основными оксидами — образуют соли	SO3, SO2, Mn2O7	С водой: SO2 + Н2O → Н2SO3 С основаниями и основными оксидами: Мn2O7 + 2КOН → 2КМnO4 + Н2O
Основные оксиды	Те, которые реагируют с водой, образуя основания; с кислотами и кислотными оксидами образуют соли	CaO, Na2O	С водой: СаО + Н2O → Са(ОН)2 С кислотами и кислотными оксидами: Na2O + СО2  → Na2CO3
Амфотерные оксиды	Те, которые в зависимости от условий проявляют свойства и кислотных, и основных оксидов	ZnO, Al2O3	С кислотами: ZnO + 2НСl → ZnCl2 + Н2O С щелочами: ZnO + 2NaOH + H2O → Na2[Zn(OH)4]
Безразличные (несолеобразующие)	Оксиды, которые не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями. Солей не образуют	NO, N2O	NO + Н2O -/-> N2O + NaOH

Способы получения оксидов таблица

Почти все хим. элементы образуют оксиды. На данный момент не получены оксиды гелия, неона и аргона.

Способы получения оксидов	Примеры	Примечание
Взаимодействие простых веществ с кислородом	S + O2 → SO2 4Аl + 3O2 → 2Аl203	Так получают преимущественно оксиды неметаллов
Термическое разложение оснований, солей, кислот	СаСО3t→ CaO + CO2↑ 2H3BO3 t→ Bg2O3 + H2O↑ Mg(OH)2 t→ MgO + H20	Так получают преимущественно оксиды металлов
Взаимодействие простых веществ и солей с кислотами-окислителями	C + 4HNO3(p-p) → CO2 + 4N02 + H2O Сu + 4HNO3(конд. ) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O Na2SO3 + 2H2SO4 → 2NaHS04 + SO2↑ + H2O	Способ получения преимущественно оксидов неметаллов

Химические свойства оксидов таблица

Классификация оксидов	Химические свойства оксидов	Примеры реакции
Основные оксиды	1. Основной оксид* + вода  —> щелочь	К2О + Н2О → 2КОН, ВаО + Н2O → Ва(ОН)2
	2. Основной оксид + кислота —> соль + вода	CuO + H2SO4 → CuSO4 + Н2О
	3. Основной оксид + кислотный оксид —> соль	MgO + СО2 → MgCO3, ЗСаО + P2O5 → Ca3(PO4)2
Кислотные оксиды	1. Кислотный оксид + вода —> кислота	SO3+ Н2O → H2SO4 Сl2O7 + Н2О → 2НСlO4 SiO2 + Н2O -/-> нет реакции (исключение)
	2. Кислотный оксид + щелочь —> соль + вода	SO3 + 2NaOH → Na2SO4+ Н2O
	3. Кислотный оксид + основной оксид —> соль	SiO2 + CaO  t→ CaSiO3, Р2O4 + ЗК2O → 2К3РО4
Амфотерные оксиды	1. С кислотами реагируют как основные оксиды	ZnO + H2SO4 → ZnSO4 + Н2O
	2. С основаниями (щелочами) реагируют как кислотные оксиды	ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + Н2O

_______________

Источник информации: Насонова А.Е. Химия, школьная программа в таблицах и формулах, 1998

Как выполнить задание вида «составить уравнения возможных реакций» (на примере темы «Свойства оксидов», 8 класс) | Презентация к уроку по химии (8 класс) на тему:

Слайд 1

Как выполнить задание… (подсказки ученику) Задание № 1: составить уравнения возможных реакций Составитель: Анна Валерьевна Дзенис учитель химии СП ЦО 109 в ФНКЦ ДГОИ (на примере темы «Химические свойства оксидов»)

Слайд 2

Уважаемые восьмиклассники! Предлагаемая презентация поможет вам научиться выполнять задания вида «Составить уравнения возможных реакций» на примере темы «Химические свойства оксидов». Презентация содержит: алгоритм выполнения задания (последовательность действий), обучающие примеры (в них с помощью анимации показана последовательность действий), тренировочные примеры (их нужно выполнить в тетради самостоятельно, а чтобы проверить себя, нажмите соответствующую выноску), справочный материал (выноска-облачко), который может понадобиться при выполнении упражнения. УСПЕХОВ!

Слайд 3

1) В левой части схемы под формулой каждого исходного вещества подпишите, к какому классу оно относится. 2) Проверьте, могут ли реагировать вещества , принадлежащие к этим классам . 3) Если взаимодействие возможно, определите, к каким классам относятся продукты реакций. 4) В правой части схемы реакции (после » → «) внизу подпишите названия классов образующихся веществ. 5) Составьте формулы продуктов реакции в соответствии с тем, к каким классам они относятся. (Не забудьте, составляя формулы, поставить значения валентностей и определить индексы!) Последовательность действий:

Слайд 4

Пример 1 (обучающий) Задание: составить уравнение возможной реакции Ва O + HCl → …. Решение: Ва O + HCl соль основный кислота оксид (Взаимодействие возможно, так как основные оксиды реагируют с кислотами) Ва II I 2 2 Cl H 2 O + вода Если вы забыли свойства оксидов Следующий пример = →

Слайд 5

Пример 2 (тренировочный) Задание: составить уравнение возможной реакции Если вы забыли свойства оксидов SrO + H 3 PO 4 → Проверьте себя Решение: H 2 O + Sr 3 2 ( PO 4 ) II III 3 3 2 кислота основный оксид соль вода = Следующий пример

Слайд 6

АМФОТЕРНЫЙ оксид реагирует и с кислотой и со щелочью ОСНОВНЫЙ СОЛЬ КИСЛОТНЫЙ ОКСИДЫ + + H 2 O + H 2 O C ОЛЬ + Н 2 О ЩЕЛОЧЬ (для оксидов Ме IA и CaO , SrO , BaO ) КИСЛОТА (кроме SiO 2 ) + кислота щелочь + Вернуться к примеру 2 Вернуться к примеру 3 Вернуться к примеру 4 Вернуться к примеру 1 Вернуться к примеру 5 Вернуться к примеру 6 Вернуться к примеру 7 Если вы забыли класси-фикацию оксидов Свойства оксидов Вернуться к примеру 8 Вернуться к примеру 9 Вернуться к примеру 10 Вернуться к самоконтролю

Слайд 7

Солеобразующие ОКСИДЫ основные амфотерные кислотные Оксиды металлов, которым соответствуют основания Оксиды, проявляющие и основные, и кислотные свойства ( Н 2 О, BeO , ZnO , Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 ) Оксиды, которым соответствуют кислоты: а) оксиды неметаллов кроме ( СО, N 2 O , NO ) ; б) оксиды металлов, если валентность Ме ≥ 5 Несолеобразующие ( СО, N 2 O , NO ) Классификация оксидов Вернуться к предыдущему слайду

Слайд 8

Некоторые кислотные оксиды и соответствующие им кислоты Вернуться к примеру 3 Вернуться к примеру 6 Вернуться к примеру 7 Вернуться к примеру 9 Вернуться к примеру 10 Кислотный оксид Соответствующая кислота Кислотный остаток (и его валентность) CO 2 H 2 CO 3 CO 3 ( II ) SiO 2 H 2 SiO 3 SiO 3 ( II ) N 2 O 5 HNO 3 NO 3 (I) P 2 O 5 H 3 PO 4 PO 4 ( III ) SO 2 H 2 SO 3 SO 3 ( II ) SO 3 H 2 SO 4 SO 4 ( II ) Вернуться к самоконтролю

Слайд 9

Пример 3 (обучающий) Задание: составить уравнение возможной реакции Решение: Если вы забыли свойства оксидов Следующий пример = N 2 O 5 Н 2 О → N 2 O 5 + + …. Н 2 О → Н NO 3 кислотный оксид кислота вода Если вы забыли формулы кислот 2

Слайд 10

+ Пример 4 (обучающий) Задание: составить уравнение возможной реакции Решение: Если вы забыли свойства оксидов Следующий пример основный оксид С uO Н 2 О → Подсказки: 1) Каков характер данного оксида меди? 2) Обратите внимание, какие основные оксиды взаимодействуют с водой. 3) Будет ли реагировать с водой данный оксид? Почему? ≠ вода

Слайд 11

+ Пример 5 (тренировочный) Задание: составить уравнение возможной реакции Решение: Если вы забыли свойства оксидов Проверьте себя Следующий пример основный оксид → = вода вода → а) Rb 2 O + Н 2 О Н 2 О б) SiO 2 ≠ кислотный оксид Rb ОН щелочь 2 I I Подсказки: 1) Каков характер оксида рубидия? Может ли он реагировать с водой? Почему? 2) Каков характер оксида кремния( IV) ? Будет ли реагировать с водой данный оксид? Почему?

Слайд 12

Пример 6 (обучающий) Задание: составить уравнение возможной реакции Решение: Если вы забыли свойства оксидов Следующий пример + …. → → = вода кислотный оксид Если вы забыли формулу кислотного остатка щелочь Р 2 O 5 + + NaOH Р 2 O 5 NaOH соль Na Р O 4 3 I III Н 2 О 6 2 3

Слайд 13

Пример 7 (тренировочный) Задание: составить уравнение возможной реакции Решение: Если вы забыли свойства оксидов Проверьте себя Следующий пример = → вода Если вы забыли формулу кислотного остатка соль кислотный оксид щелочь Н 2 О I II 2 SO 3 + + KOH K 2 SO 4

Слайд 14

Пример 8 (тренировочный) + Na 2 O Задание: составить уравнение возможной реакции → Решение: Подсказка: 1) Каков характер данных оксидов? 2) Возможно ли взаимодействие между такими оксидами? основный оксид основный оксид К 2 О ≠ Если вы забыли свойства оксидов Следующий пример Проверьте себя

Слайд 15

Пример 9 (обучающий) Задание: составить уравнение возможной реакции Решение: Если вы забыли свойства оксидов Следующий пример → …. = SiO 2 + CaO SiO 2 + CaO → основный оксид кислотный оксид соль Ca SiO 3 II II Если вы забыли формулу кислотного остатка

Слайд 16

Пример 10 (тренировочный) Задание: составить уравнение возможной реакции Решение: Если вы забыли свойства оксидов Проверьте себя Следующий пример = → Если вы забыли формулу кислотного остатка Rb 2 O + CO 2 Rb 2 CO 3 I II кислотный оксид основный оксид соль

Слайд 17

Примеры для самопроверки Проверьте себя д ) Li 2 O + CO 2 → Задание: составить уравнения возможных реакций б) Н 2 О + CaO → а) С O 2 + Ва (ОН) 2 → г) Н NO 3 + Mg О → ж) Н 2 О + HgO → в) SiO 2 + Н 2 О → з ) SO 3 + Н 2 О → е) SrO + Ca О → Если вы забыли свойства оксидов Если вы забыли формулу кислотного остатка

Слайд 18

Проверьте себя в) SiO 2 + Н 2 О ≠ (исключение) б) Н 2 О + CaO = Са (ОН) 2 I II а) С O 2 + Ва (ОН) 2 = ВаС O 3 + Н 2 О II II г) 2 Н NO 3 + Mg О = Mg ( NO 3 ) 2 + Н 2 О I II кислотный оксид кислотный оксид основный оксид основный оксид щелочь щелочь соль соль вода вода вода вода кислота продолжение

Слайд 19

Проверьте себя (продолжение) основный оксид кислота е) SrO + Ca О ≠ ж) Н 2 О + HgO ≠ з ) SO 3 + Н 2 О = Н 2 SO 4 вода кислотный оксид основный оксид кислотный оксид д ) Li 2 O + CO 2 = Li 2 CO 3 I II соль основный оксид основный оксид вода

Слайд 20

Молодец!

Слайд 21

При создании презентации был использован шаблон «Школьная доска» с сайта http://pedsovet. su/load/321-1-0-14033

Химия — 8

Оксиды металлов	Международное название		Оксиды металлов	Международное название
Li2O	Оксид лития		ZnO	Оксид цинка
K2O	Оксид калия		Al2O3	Оксид алюминия
CuO	Оксид меди(II)		CrO	Оксид хрома(II)
Cu2O	Оксид меди(I)		Cr2O3	Оксид хрома(III)
Fe2O3	Оксид железа (III)		CrO3	Оксид хрома(Ⅵ)

Прежде оксиды неметаллов называли подобно оксидам металлов с переменной валентностью. В настоящее же время при наименовании оксидов неметаллов по современной международной номенклатуре соблюдаются следующие правила. Вначале указывается по-гречески количество атомов кислорода и добавляется слово оксид. По-гречески 1 — моно, 2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса, 7 — гепта, 8 — окта, 9 — нона, 10 — дека.

Затем указывается название первого элемента, образующего оксид (если число первого элемента составляет 1, то оно не указывается, а дается лишь название элемента). Например:

Оксиды	Прежнее название	Международное название
CO	Оксид углерода(II)	Монооксид углерода
CO2	Оксид углерода(IV)	Диоксид углерода
SO3	Оксид серы(VI)	Триоксид серы
NO	Оксид азота(II)	Монооксид азота
N2O3	Оксид азота(III)	Триоксид диазота
NO2	Оксид азота(IV)	Диоксид азота

Классификация оксидов. Большинство оксидов, соединяясь с водой, образуют основания и кислоты. По своим химическим свойствам оксиды делятся на две группы: солеобразующие и несолеобразующие оксиды.

Оксиды, не взаимодействующие с кислотами и основаниями, называются несолеобразующими оксидами. Примерами таких оксидов являются N₂O, NO, CO, SiO и др.

Оксиды, которые вступают во взаимодействие с кислотами и основаниями, образуя соли и воду, называют солеобразующими оксидами. Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные, амфотерные и смешанные оксиды.

Основные оксиды. Оксиды, вступающие во взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами, образуя соли, называются основными оксидами. Примерами основных оксидов являются Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O, Cs₂O, MgO, CaO, SrO, BaO, HgO, MnO, FeO, Cu₂O, CuO, NiO, Ag₂O и др.

Неорганическая химия — Что такое «кислый» оксид?

неорганическая химия — Что такое «кислый» оксид? — Обмен химического стека

Сеть обмена стеков

Сеть Stack Exchange состоит из 176 сообществ вопросов и ответов, включая Stack Overflow, крупнейшее и пользующееся наибольшим доверием онлайн-сообщество, где разработчики могут учиться, делиться своими знаниями и строить свою карьеру.

Посетить Stack Exchange

2. 0
3. +0
6. Авторизоваться Зарегистрироваться

Chemistry Stack Exchange — это сайт вопросов и ответов для ученых, преподавателей, преподавателей и студентов в области химии. Регистрация займет всего минуту.

Зарегистрируйтесь, чтобы присоединиться к этому сообществу

Кто угодно может задать вопрос

Кто угодно может ответить

Лучшие ответы голосуются и поднимаются наверх

Спросил 5 лет, 5 мес назад

Просмотрено 3к раз

$ \ begingroup $

В моей книге сказано, что:

Оксиды в более высоких степенях окисления элементов группы 14 обычно более кислые, чем оксиды в более низких степенях окисления. Диоксиды $ \ ce {CO2} $, $ \ ce {SiO2} $ и $ \ ce {GeO2} $ являются кислотными, тогда как $ \ ce {SnO2} $ и $ \ ce {PbO2} $ имеют амфотерную природу. Среди монооксидов $ \ ce {CO} $ нейтрален, $ \ ce {GeO} $ явно кислый, тогда как $ \ ce {SnO} $ и $ \ ce {PbO} $ амфотерные.

1. Прежде всего:
   Как оксид может быть кислым? Это из-за их реакции с другими соединениями? Я знаю о кислотах и ​​основаниях Аррениуса, Льюиса и Бренстеда, но до сих пор не могу соединиться!

2. Во-вторых, почему в книге говорится: «Оксиды в более высоких степенях окисления элементов группы 14 обычно более кислые, чем оксиды в более низких степенях окисления»? Есть ли за этим логическая причина?

3. Прослеживается ли тенденция, упомянутая во втором вопросе, для всех групп периодической таблицы, а не только для группы 14?

   Под «всеми группами» я имею в виду блочные элементы s и p.Я не очень разбираюсь в химии элементов блока d и f — я изучу их через несколько недель, но я считаю, что они также должны следовать этой тенденции.

Создан 13 ноя.

Каран СингхКаран Сингх

3,39977 золотых знаков2929 серебряных знаков4848 бронзовых знаков

$ \ endgroup $ 4 $ \ begingroup $

1. Оксиды бывают кислыми или основными в зависимости от их реакции с основанием или кислотой.Здесь в элементах группы 14 $ \ ce {CO2} $ является кислотным, т.е. реагирует с основанием. Когда оксиды являются амфотерными, они реагируют как с кислотами, так и с основаниями.
   
2. Оксиды с более высокой степенью окисления более кислые из-за более высокого положительного заряда. При понижении группы способность привлекать электроны уменьшается, а электроположительный характер возрастает. Таким образом, элемент становится менее кислотным и более основным в группе. Я не понял вашего последнего вопроса, но каждый период имеет тенденцию к кислотной и основной природе оксидов.

Создан 23 ноя.

$ \ endgroup $ Chemistry Stack Exchange лучше всего работает с включенным JavaScript

Ваша конфиденциальность

Нажимая «Принять все файлы cookie», вы соглашаетесь с тем, что Stack Exchange может хранить файлы cookie на вашем устройстве и раскрывать информацию в соответствии с нашей Политикой использования файлов cookie.

Принимать все файлы cookie Настроить параметры

Оксид | химическое соединение | Британника

Оксид , любой из большого и важного класса химических соединений, в котором кислород сочетается с другим элементом.За исключением более легких инертных газов (гелий [He], неон [Ne], аргон [Ar] и криптон [Kr]), кислород (O) образует по крайней мере один бинарный оксид с каждым из элементов.

Как металлы, так и неметаллы могут достигать своих наивысших степеней окисления (т. Е. Отдавать максимальное количество доступных валентных электронов) в соединениях с кислородом. Щелочные металлы и щелочноземельные металлы, а также переходные металлы и постпереходные металлы (в их более низких степенях окисления) образуют ионные оксиды — т. е.е., соединения, содержащие анион O ^2-. Металлы с высокой степенью окисления образуют оксиды, связи которых имеют более ковалентную природу. Неметаллы также образуют ковалентные оксиды, которые обычно имеют молекулярный характер. Плавное изменение типа связи в оксидах от ионного к ковалентному наблюдается по мере перехода таблицы Менделеева от металлов слева к неметаллам справа. Такое же изменение наблюдается в реакции оксидов с водой и, как следствие, кислотно-щелочном характере продуктов.Ионные оксиды металлов реагируют с водой с образованием гидроксидов (соединений, содержащих ион OH ^— ) и образующихся основных растворов, тогда как большинство оксидов неметаллов реагируют с водой с образованием кислот и образующихся кислотных растворов ( см. таблицу).

Периодическое изменение свойств оксидов элементов третьего периода

	группа 1	группа 2	группа 13	группа 14	группа 15	группа 16	группа 17
Источник: Источник: W. Робинсон, Дж. Одом и Х. Хольцкло-младший, Химия: концепции и модели, D.C. Heath and Co., 1992.
реакция оксидов с водой и кислотно-основной характер гидроксидов	Na 2 O дает NaOH (сильное основание)	MgO дает Mg (OH) 2 (слабое основание)	Al 2 O 3 нереагирующий	SiO 2 нереагирующий	P 4 O 10 дает H 3 PO 4 (слабая кислота)	SO 3 дает H 2 SO 4 (сильная кислота)	Cl 2 O 7 дает HClO 4 (сильная кислота)
соединение в оксидах	Na 2 O ионный	MgO ионный	Al 2 O 3 ионный	SiO 2 ковалентный	P 4 O 10 ковалентный	SO 3 ковалентный	Cl 2 O 7 ковалентный

Некоторые органические соединения реагируют с кислородом или другими окислителями с образованием веществ, называемых оксидами. Таким образом, амины, фосфины и сульфиды образуют аминооксиды, фосфиноксиды и сульфоксиды соответственно, в которых атом кислорода ковалентно связан с атомом азота, фосфора или серы. Так называемые оксиды олефинов представляют собой циклические простые эфиры.

Оксиды металлов

Оксиды металлов — это твердые кристаллические вещества, содержащие катион металла и анион оксида. Обычно они реагируют с водой с образованием оснований или с кислотами с образованием солей.

Получите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту.Подпишитесь сейчас

Щелочные металлы и щелочноземельные металлы образуют три различных типа бинарных кислородных соединений: (1) оксиды, содержащие ионы оксидов, O ^2-, (2) пероксиды, содержащие ионы пероксидов, O ₂ ^2-, которые содержат ковалентные одинарные связи кислород-кислород, и (3) супероксиды, содержащие ионы супероксида, O ₂ ^—, которые также имеют ковалентные связи кислород-кислород, но с одним отрицательным зарядом меньше, чем ионы пероксида. Щелочные металлы (которые имеют степень окисления +1) образуют оксиды M ₂ O, пероксиды M ₂ O ₂ и супероксиды MO ₂ .(M представляет собой атом металла.) Щелочноземельные металлы (со степенью окисления +2) образуют только оксиды, MO и пероксиды, MO ₂ . Все оксиды щелочных металлов могут быть получены нагреванием соответствующего нитрата металла с элементарным металлом. 2MNO ₃ + 10M + тепло → 6M ₂ O + N ₂ Обычное получение оксидов щелочноземельных металлов включает нагревание карбонатов металлов. MCO ₃ + тепло → MO + CO ₂ И оксиды щелочных металлов, и оксиды щелочноземельных металлов являются ионными и реагируют с водой с образованием основных растворов гидроксида металла.M ₂ O + H ₂ O → 2MOH (где M = металл группы 1)
MO + H ₂ O → M (OH) ₂ (где M = металл группы 2) Таким образом, эти соединения часто называют основными оксидами. В соответствии со своим основным поведением они реагируют с кислотами в типичных кислотно-основных реакциях с образованием солей и воды; Например, M ₂ O + 2HCl → 2MCl + H ₂ O (где M = металл группы 1). Эти реакции также часто называют реакциями нейтрализации. Наиболее важными основными оксидами являются оксид магния (MgO), хороший проводник тепла и электрический изолятор, который используется в огнеупорном кирпиче и теплоизоляции, и оксид кальция (CaO), также называемый негашеной известью или известью, широко используемый в сталелитейной промышленности и в воде. очищение.

Периодические тренды оксидов тщательно изучены. В любой данный период связывание в оксидах прогрессирует от ионного к ковалентному, и их кислотно-основной характер изменяется от сильно основного до слабоосновного, амфотерного, слабокислого и, наконец, сильнокислого. В общем, основность увеличивается вниз по группе (например, в оксидах щелочноземельных металлов BeO Кислотность увеличивается с увеличением степени окисления элемента. Например, из пяти оксидов марганца MnO (в котором марганец имеет степень окисления +2) является наименее кислотным, а Mn ₂ O ₇ (который содержит Mn ⁷⁺ ) наиболее кислотным.Оксиды переходных металлов со степенью окисления +1, +2 и +3 представляют собой ионные соединения, состоящие из ионов металлов и оксидных ионов. Оксиды переходных металлов с степенями окисления +4, +5, +6 и +7 ведут себя как ковалентные соединения, содержащие ковалентные связи металл-кислород. Как правило, ионные оксиды переходных металлов являются основными. То есть они будут реагировать с водными кислотами с образованием растворов солей и воды; Например, CoO + 2H ₃ O ⁺ → Co ²⁺ + 3H ₂ O.Оксиды со степенью окисления +5, +6 и +7 являются кислыми и реагируют с растворами гидроксида с образованием солей и воды; Например, CrO ₃ + 2OH ^— → CrO ₄ ^2- + H ₂ O. Эти оксиды с степенью окисления +4 обычно являются амфотерными (от греческого amphoteros, «в обоих направлениях»), что означает, что эти соединения могут вести себя либо как кислоты, либо как основания. Амфотерные оксиды растворяются не только в кислых, но и в основных растворах.Например, оксид ванадия (VO ₂ ) представляет собой амфотерный оксид, растворяющийся в кислоте с образованием синего иона ванадила, [VO] ²⁺ , и в основании с образованием желто-коричневого гипованадат-иона, [V ₄ O ₉ ] ²⁻. Амфотеризм среди оксидов основной группы в основном обнаруживается с металлоидными элементами или их ближайшими соседями.

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности. Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.

---

Настройка вашего браузера для приема файлов cookie

Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:

• В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
• Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались. Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, используйте кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
• Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
• Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
• Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie. Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.

---

Почему этому сайту требуются файлы cookie?

Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.

---

Что сохраняется в файле cookie?

Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.

Как правило, в файлах cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.

Кислотно-основное поведение периода 3 оксида

КИСЛОТООСНОВНОЕ ПОВЕДЕНИЕ ОКСИДОВ ПЕРИОДА 3 На этой странице рассматриваются реакции оксидов элементов периода 3 (натрия в хлор) с водой, а также с кислотами или основаниями, где это необходимо.Очевидно, что аргон не используется, поскольку он не образует оксид. Краткое описание тенденции Оксиды Мы будем рассматривать следующие оксиды: Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 P 4 O 10 SO O 2 2 7 P 4 O 6 SO 2 Класс 2 O
	Примечание: Если вы еще не были там, возможно, вам будет интересно просмотреть страницу о структурах и физических свойствах оксидов Периода 3 в качестве полезного введения, прежде чем идти дальше. Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы быстро вернуться на эту страницу позже, если вы решите перейти по этой ссылке.
Тенденция кислотно-щелочного поведения Тенденция кислотно-основного поведения показана в различных реакциях, но в виде простого обобщения: Тенденция идет от сильноосновных оксидов слева к сильнокислотным справа, через амфотерный оксид (оксид алюминия) в середине.Амфотерный оксид — это оксид, который проявляет как кислотные, так и основные свойства. Для этой простой тенденции вы должны смотреть только на самые высокие оксиды отдельных элементов. Это те, которые находятся в верхнем ряду выше, и там, где элемент находится в максимально возможной степени окисления. Картина не так проста, если вы включите и другие оксиды. Для оксидов неметаллов их кислотность обычно рассматривается в терминах кислотных растворов, образующихся при их реакции с водой — например, триоксид серы реагирует с образованием серной кислоты. Однако все они будут реагировать с основаниями, такими как гидроксид натрия, с образованием солей, таких как сульфат натрия. Все эти реакции подробно рассматриваются на оставшейся части этой страницы.
	Предупреждение: Остальная часть этой страницы содержит довольно много деталей о различных оксидах. Не упускайте из виду общую тенденцию в отношении самых высоких оксидов за этот период, когда смотрите на все эти детали. Важно знать, что ваша программа говорит по этой теме, а также изучать прошлые работы и схемы отметок — иначе вы в конечном итоге увязнете в массе деталей, о которых вам на самом деле не нужно знать.Если вы готовитесь к экзамену в Великобритании (уровень A или его эквивалент) и у вас нет ничего из этого, перейдите по этой ссылке, прежде чем идти дальше, чтобы узнать, как их получить.
Химия индивидуальных оксидов Оксид натрия Оксид натрия — простой сильноосновной оксид. Он является основным, поскольку содержит ион оксида, O 2-, который является очень сильным основанием с высокой тенденцией к соединению с ионами водорода. Реакция с водой Оксид натрия экзотермически реагирует с холодной водой с образованием раствора гидроксида натрия. В зависимости от концентрации он будет иметь pH около 14. Реакция с кислотами Оксид натрия, как сильное основание, также вступает в реакцию с кислотами. Например, он будет реагировать с разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида натрия. Оксид магния Оксид магния также является простым основным оксидом, поскольку он также содержит ионы оксида.Однако он не так сильно щелочной, как оксид натрия, потому что ионы оксида не так свободны. В случае оксида натрия твердое вещество удерживается вместе за счет притяжения между ионами 1+ и 2-. В случае оксида магния притяжение составляет от 2+ до 2-. Чтобы их сломать, требуется больше энергии. Даже с учетом других факторов (таких как энергия, выделяемая, когда положительные ионы притягиваются к воде в образовавшемся растворе), общий эффект этого заключается в том, что реакции с участием оксида магния всегда будут менее экзотермическими, чем реакции оксида натрия. Реакция с водой Если встряхнуть немного белого порошка оксида магния с водой, ничего не произойдет — похоже, он не отреагирует. Однако, если вы проверите уровень pH жидкости, вы обнаружите, что он находится где-то около 9, что свидетельствует о слабощелочной активности. Должна быть какая-то небольшая реакция с водой с образованием гидроксид-ионов в растворе. В реакции образуется некоторое количество гидроксида магния, но он почти нерастворим, поэтому в раствор фактически попадает не так много гидроксид-ионов. Реакция с кислотами Оксид магния реагирует с кислотами так же, как и любой простой оксид металла. Например, он реагирует с теплой разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида магния. Оксид алюминия Описание свойств оксида алюминия может сбивать с толку, поскольку он существует в нескольких различных формах. Одна из этих форм очень инертна.Химически он известен как альфа-Al 2 O 3 и производится при высоких температурах. Далее мы предполагаем одну из наиболее реактивных форм. Оксид алюминия амфотерный . Он вступает в реакцию как с основанием, так и с кислотой. Реакция с водой Оксид алюминия не реагирует с водой простым способом в том смысле, в котором это происходит с оксидом натрия и оксидом магния, и не растворяется в ней.Хотя он все еще содержит ионы оксида, они слишком прочно удерживаются в твердой решетке, чтобы реагировать с водой.
	Примечание: Однако некоторые формы оксида алюминия действительно очень эффективно поглощают воду. Я не смог установить, связано ли это поглощение только с такими вещами, как водородные связи, или происходит настоящая химическая реакция с образованием какого-то гидроксида. Если у вас есть надежная информация по этому поводу, не могли бы вы связаться со мной по адресу, указанному на странице об этом сайте.
Реакция с кислотами Оксид алюминия содержит ионы оксида и поэтому реагирует с кислотами так же, как оксиды натрия или магния. Это означает, например, что оксид алюминия будет реагировать с горячей разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида алюминия. В этой (и подобных реакциях с другими кислотами) оксид алюминия демонстрирует основную сторону своей амфотерной природы. Реакция с основаниями Оксид алюминия также имеет кислотную сторону в своей природе, и это проявляется в реакции с основаниями, такими как раствор гидроксида натрия. Образуются различные алюминаты — соединения, в которых алюминий находится в отрицательном ионе. Это возможно, потому что алюминий обладает способностью образовывать ковалентные связи с кислородом. В случае натрия разница электроотрицательностей между натрием и кислородом слишком велика для образования чего-либо, кроме ионной связи.Но электроотрицательность увеличивается по мере прохождения периода, а разница электроотрицательностей между алюминием и кислородом меньше. Это позволяет образовывать ковалентные связи между ними.
	Примечание: Если вас не устраивает электроотрицательность, вы найдете объяснение, если перейдете по этой ссылке. Используйте кнопку НАЗАД в браузере, чтобы вернуться на эту страницу позже.
С горячим концентрированным раствором гидроксида натрия оксид алюминия реагирует с образованием бесцветного раствора тетрагидроксоалюмината натрия.
	Примечание: Вы можете найти множество других формул, приведенных для продукта этой реакции. Они варьируются от NaAlO 2 (который является дегидратированной формой той, что указан в уравнении) до Na 3 Al (OH) 6 (который представляет собой совершенно другой продукт). То, что вы действительно получите, будет зависеть от таких вещей, как температура и концентрация раствора гидроксида натрия. В любом случае, правда почти наверняка намного сложнее, чем что-либо из вышеперечисленного.Это тот случай, когда было бы неплохо узнать, что ваши экзаменаторы цитируют в своих вспомогательных материалах или схемах выставления оценок, и придерживаться этого. При необходимости получите такую ​​информацию от экзаменаторов (если вы изучаете курс в Великобритании), перейдя по ссылкам на странице учебных программ.
Диоксид кремния (оксид кремния (IV)) К тому времени, когда вы дойдете до кремния в течение периода, электроотрицательность увеличится настолько, что уже не будет достаточной разницы в электроотрицательности между кремнием и кислородом для образования ионных связей. Диоксид кремния не имеет основных свойств — не содержит оксидных ионов и не вступает в реакцию с кислотами. Вместо этого он очень слабокислый, реагируя с сильными основаниями. Реакция с водой Диоксид кремния не реагирует с водой из-за сложности разрушения гигантской ковалентной структуры. Реакция с основаниями Диоксид кремния реагирует с раствором гидроксида натрия, но только если он горячий и концентрированный.Образуется бесцветный раствор силиката натрия. Вы также можете быть знакомы с одной из реакций, происходящих при извлечении железа в доменной печи — в которой оксид кальция (из известняка, который является одним из сырьевых материалов) реагирует с диоксидом кремния с образованием жидкого шлака, силиката кальция. Это также пример реакции кислого диоксида кремния с основанием. Важно! Что касается остальных оксидов, мы в основном будем рассматривать результаты их реакции с водой с образованием растворов различных кислот. Когда мы говорим о повышении кислотности оксидов по мере перехода, скажем, от оксида фосфора (V) к триоксиду серы к оксиду хлора (VII), мы обычно говорим о возрастающей силе кислот, образующихся при их реакции. с водой. Оксиды фосфора Мы собираемся рассмотреть два оксида фосфора, оксид фосфора (III), P 4 O 6 , и оксид фосфора (V), P 4 O 10 . Оксид фосфора (III) Оксид фосфора (III) реагирует с холодной водой с образованием раствора слабой кислоты H 3 PO 3 , известной как фосфористая кислота, ортофосфорная кислота или фосфоновая кислота. Его реакция с горячей водой намного сложнее.
	Примечание: Обратите внимание на окончание «-ous» в первых двух именах. Это не орфографическая ошибка — это правда! Его используют, чтобы отличить его от фосфорной кислоты, которая совершенно иная (см. Ниже). Названия фосфорсодержащих кислот просто кошмар! (На самом деле, насколько я понимаю, фосфорные кислоты в целом всегда были и продолжают быть полным кошмаром!) Не беспокойтесь об этих названиях на этом уровне. Просто убедитесь, что вы можете написать формулы, если вам это нужно — и будьте благодарны за то, что вам больше не нужно о них знать!
Чистая неионизированная кислота имеет структуру: Водороды не выделяются в виде ионов, пока вы не добавите в кислоту воду, и даже в этом случае их не так много, потому что фосфористая кислота — это всего лишь слабая кислота. Фосфорная кислота имеет pK a , равное 2,00, что делает ее более сильной, чем обычные органические кислоты, такие как этановая кислота (pK a = 4,76).
	Примечание: Если вы знаете о pK a , но не очень уверены, вы можете перейти по этой ссылке, но это, вероятно, займет у вас много времени. Все, что вам действительно нужно знать по этой теме, это то, что чем ниже значение pK a , тем сильнее кислота.
Маловероятно, что вы когда-либо вступите в реакцию оксида фосфора (III) напрямую с основанием, но вам может потребоваться знать, что произойдет, если вы прореагируете образовавшуюся фосфористую кислоту с основанием. В фосфористой кислоте два атома водорода в группах -ОН являются кислыми, а другой — нет. Это означает, что вы можете получить две возможные реакции, например, с раствором гидроксида натрия в зависимости от используемых пропорций. В первом случае только один из кислых атомов водорода прореагировал с гидроксид-ионами основания. Во втором случае (с использованием вдвое большего количества гидроксида натрия) прореагировали оба. Если бы вы взаимодействовали оксид фосфора (III) непосредственно с раствором гидроксида натрия, а не сначала производили кислоту, вы бы получили те же возможные соли.
	Примечание: Проверьте свой учебный план, прошлые работы и схемы отметок, прежде чем вы слишком увязнете в этом! Перейдите по этой ссылке, чтобы узнать, как получить их, если у вас их еще нет (только для учебных программ в Великобритании).
Оксид фосфора (V) Оксид фосфора (V) бурно реагирует с водой с образованием раствора, содержащего смесь кислот, природа которой зависит от условий.Обычно мы просто рассматриваем одну из них, фосфорную (V) кислоту, H 3 PO 4 , также известную как фосфорная кислота или ортофосфорная кислота. На этот раз чистая неионизированная кислота имеет структуру: Фосфорная (V) кислота также является слабой кислотой с pK a , равным 2,15. Это делает его на слабее фосфористой кислоты. Растворы обеих этих кислот с концентрацией около 1 моль дм -3 будут иметь pH около 1. И снова вы вряд ли когда-нибудь прореагируете этот оксид с основанием, но вполне можно ожидать, что вы узнаете, как фосфорная (V) кислота реагирует с чем-то вроде раствора гидроксида натрия. Если вы посмотрите на структуру, вы увидите, что она имеет три группы -ОН, и каждая из них имеет кислый атом водорода. Вы можете провести реакцию с гидроксидом натрия в три стадии, причем один за другим эти атомы водорода вступают в реакцию с ионами гидроксида. Опять же, если бы вы реагировали непосредственно оксидом фосфора (V) с раствором гидроксида натрия, а не сначала производили кислоту, вы бы получили те же возможные соли. Это становится смешным, поэтому я приведу только один пример из возможных уравнений:
	Примечание: Если на экзамене вам задают вопрос, в котором вам просто нужно написать уравнение реакции гидроксида натрия с фосфорной (V) кислотой, какое уравнение вам следует написать? Это не имеет особого значения — все они совершенно верны. В каждом случае это просто зависит от пропорций двух используемых вами реагентов. Если вы действительно хотите быть уверенным, проверьте прошлые документы и отметьте схемы. Я нашел один вопрос о реакции между оксидом натрия и фосфорной (V) кислотой, где схема маркировки принимала любое из возможных уравнений — чего я и ожидал. (Я знаю, что не давал вам этот конкретный набор уравнений, но их нетрудно решить, если вы понимаете принцип, и я не могу дать каждое отдельное кислотно-основное уравнение. Это уже давно страница будет длиться вечно, и все в отчаянии сдадутся задолго до конца! Вот почему вы пытаетесь понять химию, а не изучать ее как попугай.) Пожалуйста, не тратьте время на изучение уравнений — или, по крайней мере, до тех пор, пока вы не узнаете и не поймете всю остальную химию, которую вам нужно знать и понимать! У любого уравнения очень мало шансов пройти экзамен, даже если оно входит в вашу конкретную программу. Жизнь слишком коротка, чтобы тратить время на изучение уравнений. Знайте, как их решить, если вам нужно.
Оксиды серы Мы собираемся рассмотреть диоксид серы, SO 2 , и триоксид серы, SO 3 . Диоксид серы Диоксид серы хорошо растворяется в воде, реагируя с ней, давая раствор, известный как серная кислота, который традиционно имеет формулу H 2 SO 3 . Однако основным веществом в растворе является просто гидратированный диоксид серы — SO 2 , xH 2 O. Спорный вопрос, существует ли вообще в растворе какая-либо H 2 SO 3 как таковая. Сернистая кислота также является слабой кислотой с pK a около 1.8 — немного сильнее, чем две указанные выше фосфорсодержащие кислоты. Достаточно концентрированный раствор сернистой кислоты снова будет иметь pH около 1. .
	Примечание: Показатель pK , значение для серной кислоты, указанное различными источниками, варьируется от 1,77 до 1,92. У меня нет возможности узнать, что из этого правильное. Ионизация «серной кислоты» включает ионизацию гидратированного комплекса, и вам не нужно беспокоиться об этом на этом уровне.
Диоксид серы также будет напрямую реагировать с основаниями, такими как раствор гидроксида натрия. Если диоксид серы барботируют через раствор гидроксида натрия, сначала образуется раствор сульфита натрия, а затем раствор гидрогенсульфита натрия, когда диоксид серы оказывается в избытке.
	Примечание: Сульфит натрия также называют сульфатом натрия (IV).Гидросульфит натрия также является гидросульфатом натрия (IV) или бисульфитом натрия. Обратите внимание, что уравнения для этих реакций отличаются от примеров фосфора. В этом случае мы реагируем непосредственно между оксидом и гидроксидом натрия, потому что мы, скорее всего, будем это делать именно так.
Другая важная реакция диоксида серы — с основным оксидом кальция с образованием сульфита кальция (сульфата кальция (IV)).Это лежит в основе одного из методов удаления диоксида серы из дымовых газов на электростанциях. Трехокись серы Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием тумана из концентрированных капель серной кислоты.
	Примечание: Если вы знаете о контактном процессе производства серной кислоты, вы знаете, что триоксид серы всегда преобразуется в серную кислоту циклическим способом, чтобы избежать проблемы сернокислотного тумана. Если вам интересно, вы можете найти подробную информацию о процессе обращения в другом месте на этом сайте, но это не относится к текущей теме.
Чистая неионизированная серная кислота имеет структуру: Серная кислота — сильная кислота, и растворы обычно имеют pH около 0. Кислота реагирует с водой, давая ион гидроксония (ион водорода в растворе, если хотите) и ион сероводорода.Эта реакция проходит практически на 100%. Второй водород удалить труднее. На самом деле ион сероводорода является относительно слабой кислотой, по силе сходной с кислотами, которые мы уже обсуждали на этой странице. На этот раз вы получите равновесие: Серная кислота, конечно, имеет все реакции сильной кислоты, с которыми вы знакомы из вводных курсов химии. Например, нормальная реакция с раствором гидроксида натрия заключается в образовании раствора сульфата натрия, в котором оба кислых водорода реагируют с ионами гидроксида. В принципе, вы также можете получить раствор гидросульфата натрия, используя вдвое меньше гидроксида натрия и просто взаимодействуя с одним из двух кислых водородов в кислоте. На практике лично я никогда этого не делал — на данный момент не вижу особого смысла! Сам по себе триоксид серы также вступает в непосредственную реакцию с основаниями с образованием сульфатов. Например, он будет реагировать с оксидом кальция с образованием сульфата кальция. Это похоже на реакцию с диоксидом серы, описанную выше. Оксиды хлора Хлор образует несколько оксидов, но единственными двумя, упомянутыми в любой из учебных программ уровня A Великобритании, являются оксид хлора (VII), Cl 2 O 7 и оксид хлора (I), Cl 2 O. Хлор ( VII) оксид также известен как гептоксид дихлора, а оксид хлора (I) — как монооксид дихлора. Оксид хлора (VII) Оксид хлора (VII) — это высший оксид хлора — хлор находится в максимальной степени окисления +7.Он продолжает тенденцию высших оксидов элементов периода 3 к тому, чтобы быть более сильными кислотами. Оксид хлора (VII) реагирует с водой с образованием очень сильной кислоты, хлорноватой (VII) кислоты, также известной как хлорная кислота. PH типичных растворов, как и серной кислоты, будет около 0, . Неионизированная хлорная (VII) кислота имеет структуру: Вероятно, вам это не понадобится для целей UK A level (или его эквивалентов), но это полезно, если вы понимаете причину, по которой хлорная (VII) кислота является более сильной кислотой, чем хлорная (I) кислота (см. Ниже) .Вы можете применить те же рассуждения к другим кислотам на этой странице. Когда ион хлората (VII) (перхлорат-ион) образуется в результате потери иона водорода (например, когда он реагирует с водой), заряд может быть делокализован по каждому атому кислорода в ионе. Это делает его очень стабильным и означает, что хлорная (VII) кислота очень сильна.
	Примечание: Это похоже на делокализацию, которая происходит в этаноат-ионе, образующемся, когда этановая кислота ведет себя как слабая кислота.Вы найдете это более подробно на странице, посвященной органическим кислотам. Используйте кнопку НАЗАД в браузере, если вы решите перейти по этой ссылке.
Хлорная (VII) кислота реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (VII). Сам оксид хлора (VII) также реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием того же продукта. Оксид хлора (I) Оксид хлора (I) намного менее кислый, чем оксид хлора (VII).Он до некоторой степени реагирует с водой с образованием хлорноватистой (I) кислоты HOCl, также известной как хлорноватистая кислота.
	Примечание: Вы также можете найти хлорную (I) кислоту, записанную как HClO. Форма, которую я использовал, более точно отражает способ соединения атомов.
Структура хлорноватой (I) кислоты в точности такая, как показано ее формулой HOCl. У него нет атомов кислорода с двойными связями и нет способа делокализации заряда по отрицательному иону, образовавшемуся в результате потери водорода. Это означает, что образовавшийся отрицательный ион не очень стабилен и легко восстанавливает свой водород, чтобы превратиться в кислоту. Хлорная (I) кислота очень слабая (pK a = 7,43). Хлорная (I) кислота реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (I) (гипохлорита натрия). Оксид хлора (I) также напрямую реагирует с гидроксидом натрия с образованием того же продукта. Куда бы вы сейчас хотели пойти? В меню «Период 3».. . В меню «Неорганическая химия». . . В главное меню. . . © Джим Кларк 2005 (последнее изменение — ноябрь 2015 г.)

Trends in Oxides Chemistry Tutorial

Сноски

¹ Мы будем рассматривать только «нормальные» оксиды. Помимо нормального оксида Na ₂ O, натрий также образует ионный пероксид Na ₂ O ₂ .
Однако следует отметить, что при сгорании натрия Na ₂ O также будет реагировать с O ₂ с образованием Na ₂ O ₂ , поэтому основным продуктом сгорания натрия является Na ₂ . О ₂ .

² Ограничение подачи кислорода во время горения дает низший оксид, P ₄ O ₆ вместо P ₅ O ₁₀

³ При сгорании фосфора в избытке кислорода образуется оксид фосфора P ₄ O ₁₀ .

⁴ При сгорании серы образуется диоксид серы SO _{2 (г)} .
Окисление SO ₂ до SO ₃ кислородом происходит самопроизвольно, но очень медленно:
SO _{2 (г)} + ½O _{2 (г)} → SO _{3 (л)}

⁵ Некоторые из оксидов хлора склонны к взрыву: ClO ₂ , Cl ₂ O, Cl ₂ O ₃ и Cl ₂ O ₇ .
По всей видимости, они чувствительны к удару, а не к температуре.
Тем не менее, ClO ₂ и Cl ₂ O используются в коммерческих целях в качестве отбеливающих агентов, в частности, для отбеливания бумаги и муки.
В промышленных масштабах ClO ₂ получают экзотермической реакцией хлората натрия примерно в 4 моль л. ^-1 H ₂ SO ₄ , содержащем 0,05-0,25 моль л. ^-1 хлорид-иона с диоксидом серы:
2NaClO ₃ + SO ₂ + H ₂ SO ₄ → 2ClO ₂ + 2NaHSO ₄
Cl ₂ O можно получить обработкой свежеприготовленного желтого оксида ртути газообразным хлором или раствор хлора в четыреххлористом углероде:
2Cl ₂ + 2HgO → HgCl ₂ .HgO + Cl ₂ O

⁶ Существует только одна формула оксида алюминия, Al ₂ O ₃ , известного как оксид алюминия, однако существует ряд полиморфов и гидратированных разновидностей.
Существует 2 формы безводного Al ₂ O ₃ , известные как α -Al ₂ O ₃ и γ -Al ₂ O ₃ .
α -Al ₂ O ₃ очень твердый и устойчивый к гидратации и воздействию кислот.
γ -Al ₂ O ₃ более мягкий, легко впитывает воду и растворяется в кислотах.
Существует несколько гидратированных форм оксида алюминия, включая AlO.OH и Al (OH) ₃ , но их получают в щелочных растворах, а не в реакции оксида алюминия с водой.

⁷ Реакция протекает в холодной воде. Если используется горячая вода, образуется ряд продуктов, таких как PH ₃ , фосфорная кислота и элемент P.

⁸ Эта реакция протекает легко, что делает P ₄ O ₁₀ хорошим осушающим агентом, но при этом образуется смесь кислот, в зависимости от количества воды и других условий.

⁹ Нет сомнений в том, что газообразный SO ₂ растворяется в воде, но кислота H ₂ SO ₃ не выделяется. Тем не менее, это уравнение обычно используется для описания реакции.

¹⁰ Двуокись углерода, CO ₂ , является кислым оксидом, а монооксид углерода, CO, является нейтральным оксидом.

¹¹ Диоксид азота, NO ₂ , является кислым оксидом, но оксид азота, NO, и закись азота, N ₂ O, являются нейтральными оксидами.

оксидов | Мини-химия — Изучите химию онлайн

Элементы реагируют с кислородом (он же горит кислородом ) в атмосфере с образованием оксидов .

Оксиды классифицируются как:

• Кислый
• Базовый
• Амфотерный
• нейтральный

Кислые оксиды

Кислые оксиды реагируют с водой с образованием кислоты .

• Отзыв: Растворы этих кислот в воде имеют значение pH менее 7.

Кислые оксиды — это оксиды неметаллов , которые также известны как неметаллические оксиды . Примеры:

• $ \ text {Углерод} + \ text {кислород} \ rightarrow \ text {углекислый газ} $ $$ \ text {C} (\ text {s}) + \ text {O} _ {2} (\ text {g}) \ rightarrow \ text {CO} _ {2} (\ text {g}) $$
• $ \ text {Сера} + \ text {кислород} \ rightarrow \ text {диоксид серы} $ $$ \ text {S} (\ text {s}) + \ text {O} _ {2} (\ text { g}) \ rightarrow \ text {SO} _ {2} (\ text {g}) $$

Примеры кислотных оксидов показаны в таблице ниже:

$ $ $

Кислые оксиды	Формула	Кислота, получаемая с водой
Диоксид серы	$ \ text {SO} _ {2}	сернистая кислота $ \ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {3} $
Трехокись серы	$ \ text {SO} _ {3}	серная кислота $ \ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} $
Двуокись углерода	$ \ text {CO} _ {2}	Угольная кислота $ \ text {H} _ {2} \ text {CO} _ {3} $
Оксид фосфора (V)	$ \ text {P} _ {4} \ text {O} _ {10} $	фосфорная кислота $ \ text {H} _ {3} \ text {PO} _ {4} $

Основные оксиды

Основные оксиды взаимодействуют с кислотой с образованием только соли и воды.

• Обратите внимание, что это реакция нейтрализации .
• Следовательно, основные оксиды нейтрализуют кислот.

Основные оксиды, растворимые в воде, называются щелочами .

• Отзыв: Растворы этих щелочей в воде имеют значение pH более 7.

Основные оксиды — это оксиды металлов , которые также известны как оксиды металлов . Примеры:

• $ \ text {Натрий} + \ text {кислород} \ rightarrow \ text {оксид натрия} $ $$ \ text {Na} (\ text {s}) + \ text {O} _ {2} (\ text {g}) \ rightarrow 2 \ text {Na} _ {2} \ text {O} (\ text {s}) $$
• $ \ text {Медь} + \ text {кислород} \ rightarrow \ text {оксид меди (II)} $ $$ \ text {Cu} (\ text {s}) + \ text {O} _ {2} ( \ text {g}) \ rightarrow 2 \ text {CuO} (\ text {s}) $$

Примеры основных оксидов показаны в таблице ниже:

$ $ $

Основные оксиды	Формула
Оксид натрия	$ \ text {Na} _ {2} \ text {O} $
Оксид магния	$ \ text {MgO}
Оксид кальция	$ \ text {CaO}
Оксид меди	$ \ text {CuO}
Оксид железа (III)	$ \ text {Fe} _ {2} \ text {O} _ {3} $

Амфотерные оксиды

Амфотерные оксиды ведут себя как кислый оксид или как основной оксид.

• Амфотерные оксиды обладают как кислотными, так и основными свойствами .
• Амфотерные оксиды могут реагировать как с кислотами, так и с щелочами с образованием солей и воды. (Напомним: реакция нейтрализации)

Примеры амфотерных оксидов приведены в таблице ниже:

$ $

Амфотерные оксиды	Формула
Оксид алюминия	$ \ text {Al} _ {2} \ text {O} _ {3} $
Оксид цинка	$ \ text {ZnO}
Оксид свинца (II)	$ \ text {PbO}

Реакции амфотерных оксидов с кислотами :

• Оксид алюминия с соляной кислотой $$ \ text {Al} _ {2} \ text {O} _ {3} + 6 \ text {HCl} \ rightarrow 2 \ text {AlCl} _ {3} + 3 \ text {H} _ {2} \ text {O} $$
• Оксид цинка с серной кислотой $$ \ text {ZnO} + \ text {H} _ {2} \ text {SO} _ {4} \ rightarrow \ text {ZnSO} _ {4} + \ text {H} _ {2} \ text {O} $$
• Оксид свинца (II) с азотной кислотой $$ \ text {PbO} + 2 \ text {HNO} _ {3} \ rightarrow \ text {Pb} \ left (\ text {NO} _ {3} \ right) _ {2} + \ text {H} _ {2} \ text {O} $$

Реакции амфотерных оксидов с основаниями :

• Оксид алюминия с гидроксидом натрия с образованием алюмината натрия $$ \ text {Al} _ {2} \ text {O} _ {3} + 2 \ text {NaOH} \ rightarrow 2 \ text {NaAlO} _ {2} + 3 \ text {H} _ {2} \ text {O} $$
• Оксид цинка с гидроксидом натрия с образованием цинката натрия $$ \ text {ZnO} + 2 \ text {NaOH} \ rightarrow \ text {Na} _ {2} \ text {ZnO} _ {2} + \ text {H} _ {2} \ text {O} $$
• Оксид свинца (II) с гидроксидом натрия с образованием плюмбата натрия (II) $$ \ text {PbO} + 2 \ text {NaOH} \ rightarrow \ text {Na} _ {2} \ text {PbO} _ {2} + \ text {H} _ {2} \ text {O} $$

Нейтральный оксид

Нейтральный оксид не имеет кислотных или основных свойств.Примеры:

2. Кислые оксиды — перевернутый класс мистера Уайтинга

Здесь мы начинаем изучать загрязнение окружающей среды. В частности, мы уделяем особое внимание кислотным и основным оксидам.

Содержание

1. 1 Помните:
2. 2 L03: Кислотность оксидов и периодическая таблица Менделеева:
3. 3 L04: Окиси как загрязнители
4. 4 L05: Принципал Ле Шальера
5. L06: Эксперимент: измерение содержания газа в безалкогольном напитке.
6. 6 L07: Факторы, влияющие на равновесие замкнутой системы
7. 7 L08: Факторы, влияющие на растворимость CO2 и графическое равновесие
8. 8 L09: Источники оксидов и кислотных дождей
9. 9 Перейти к Фокус 3. Кислоты

Помните:

Кислота дает ион водорода при реакции с водой или дает соль и воду при реакции с основанием.

Основание дает ион гидроксида при реакции с водой или дает соленую воду при реакции с кислотой.

L03: Кислотность оксидов и таблица Менделеева:

Ответьте на этот вопрос перед просмотром видео:

Милли проверила неизвестный бесцветный раствор с кусочками красной и синей лакмусовой бумаги. Красная бумага осталась красной, а синяя — синей. Милли решила, что решение было нейтральным. Обоснуйте свой вывод.

Видео на YouTube

L03: Кислотность оксидов и периодическая таблица Менделеева

L03: Кислотность оксидов и периодическая таблица Менделеева

L04: Оксиды как загрязняющие вещества

Видео на YouTube

: Директор Ле Шалье

Проведите Уроки 05 и 06 до вторника 17/02

Принцип Ле Шалье станет ключевой концепцией в следующие несколько недель:

• В закрытых системах химические реакции обратимы.
• Равновесие : состояние, достигнутое, когда скорость прямой и обратной реакций в замкнутой системе становится равной.
• Равновесные системы представлены как одновременные прямые и обратные реакции с использованием символа:

• Равновесные системы могут быть затронуты изменениями, внесенными в систему.
• Принцип Ле Шателье можно использовать для прогнозирования изменений в равновесных системах.
• Принцип Ле Шателье можно сформулировать следующим образом:
  

«Когда в равновесную систему вносятся изменения, система движется, чтобы противодействовать навязанным изменениям и восстанавливать систему в равновесие.”

YouTube Video

L06: эксперимент: измерение содержания газа в безалкогольном напитке.

Этот эксперимент можно провести двумя способами. Один заключается в использовании тепла для удаления CO2, а другой — в замещении растворенного газа более растворимым веществом.

YouTube Video

L07: Факторы, влияющие на равновесие замкнутой системы

Следующие изменения в равновесной системе будут иметь следующие эффекты, причем каждый эффект подчиняется принципу Ле Шателье, противодействуя изменению:

• Изменения температуры :
• Если прямая реакция экзотермическая, повышение температуры заставляет систему сдвигаться в обратном направлении.
• Если прямая реакция эндотермическая, повышение температуры заставляет систему сдвигаться в прямом направлении.
• Обратные эффекты будут наблюдаться при понижении температуры.
• Изменения концентрации :
• Увеличение концентрации одного или нескольких реагентов или уменьшение концентрации одного или нескольких продуктов заставляет систему сдвигаться в прямом направлении.
• Уменьшение концентрации одного или нескольких реагентов или увеличение концентрации одного или нескольких продуктов заставляет систему сдвигаться в обратном направлении.
• Изменения давления (для гомогенных газовых систем):
• Повышение давления заставляет систему сдвигаться в направлении меньшего количества молекул газа.
• Снижение давления заставляет систему сдвигаться в направлении большего количества молекул газа.
• Если количество частиц на каждой стороне реакции одинаково, то изменение давления не оказывает никакого влияния

YouTube Video

L08: Факторы, влияющие на растворимость CO2 и построение графика равновесия

Во-первых, а урок по произношению Ле Шателье

Видео на YouTube

Вот основная концепция на сегодня:

Видео на YouTube

Посмотрите это, хотя делать заметки не нужно.Просто обратите внимание и познакомьтесь с идеей графиков концентрация / время.

Видео на YouTube

L09: Источники оксидов и кислотных дождей

Ресурсы:

Видео на YouTube

L09: Источники оксидов и кислотных дождей

L09 дождь

.