Основные оксиды это: Основные оксиды – список с химическими свойствами

Posted on by alexxlab

Содержание

Основной оксид — это… Что такое Основной оксид?

Основной оксид

Осно́вные оксиды – оксиды, образующие соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. К ним относятся:

Металлы в основных оксидах обычно проявляют валентность I и II.

Характерные реакции

СаO + H2O = Са(OH)2
  • Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соотвествующие соли:
CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
Na2O + CO2 = Na2CO3
Li2O+Al2O3 = 2LiAlO2

Все основные оксиды

См. также

Ссылки

Оксиды.

Wikimedia Foundation. 2010.

  • Основной капитал
  • Основной тензор

Смотреть что такое «Основной оксид» в других словарях:

  • основной оксид — — [http://slovarionline.ru/anglo russkiy slovar neftegazovoy promyishlennosti/] Тематики нефтегазовая промышленность EN basic oxide …   Справочник технического переводчика

  • Оксид кальция(II) — Оксид кальция Общие Систематическое наименование Оксид кальция Химическая формула CaO Молярная масса 56.077 г/моль …   Википедия

  • Оксид кальция (II) — Оксид кальция Общие Систематическое наименование Оксид кальция Химическая формула CaO Молярная масса 56.077 г/моль …   Википедия

  • Оксид магния(II) — Оксид магния Оксид магния (жжёная магнезия, периклаз), MgO бесцветные кристаллы, нерастворимые в воде, пожаро и взрывобезопасен. Основная форма минерал периклаз. Содержание 1 Свойства 2 …   Википедия

  • Оксид магния (II) — Оксид магния Оксид магния (жжёная магнезия, периклаз), MgO бесцветные кристаллы, нерастворимые в воде, пожаро и взрывобезопасен. Основная форма минерал периклаз. Содержание 1 Свойства 2 …   Википедия

  • Оксид — (окисел, окись)  соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся… …   Википедия

  • Оксид углерода(II) — Оксид углерода(II) …   Википедия

  • Оксид свинца(II) — Общие …   Википедия

  • Оксид-сульфат титана — Общие Систематическое наименование Оксид сульфат титана Традиционные названия Основной сернокислый титан; оксосульфат титана; сульфат титанила Химическая формула TiOSO4 Физические свойства …   Википедия

  • Оксид хрома(III) — Оксид хрома(III) …   Википедия

Общая характеристика оксидов — урок. Химия, 8–9 класс.

Оксидами называют сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород.  

В оксидах химический элемент кислород находится в степени окисления \(–2\).

 

Оксиды — весьма распространённый в природе класс соединений. Они находятся в воздухе, распространены в гидросфере и литосфере.

 

Примеры оксидов:

 

h3O — оксид водорода, или вода.

На Земле вода встречается во всех трёх агрегатных состояниях — газообразном (водяной пар), жидком и твёрдом (лёд, снег). На долю воды также приходится большая часть массы живых организмов.

 

Рис. \(1\). Вода

Рис. \(2\). Пар

Рис. \(3\). Лёд

 

CO2 — оксид углерода(\(IV\)), двуокись углерода или углекислый газ.

Как вы уже знаете, углекислый газ нужен зелёным растениям для фотосинтеза. 

 

Рис. \(4\). Фотосинтез

 

Оксид углерода(\(IV\)), находящийся в твёрдом агрегатном состоянии, называют сухим льдом.

 

Рис. \(5\). Сухой лёд

 

CO — оксид углерода(\(II\)), угарный газ.

Примесь этого очень ядовитого вещества может содержаться в воздухе. Основным источником загрязнения является транспорт. Угарный газ образуется в результате неполного сгорания топлива. Этот же оксид образуется и во время пожаров.

 

Рис. \(6\). Горение газа

Рис. \(7\). Выхлопные газы

 

Fe2O3 — оксид железа(\(III\)).

В природе этот оксид встречается в виде минерала гематита. Он составляет основу руды, называемой красным железняком.

 

Рис. \(8\). Красный железняк

 

SiO2 — оксид кремния(\(IV\)).

В природе встречается в виде кварцевого песка, кварца, горного хрусталя.

 

Рис. \(9\). Песок

Рис. \(10\). Кварц

Рис. \(11\). Горный хрусталь

 

Классификация оксидов

Оксиды принято группировать в зависимости от их способности реагировать с кислотами и основаниями. Различают три важнейшие группы оксидов: основные, кислотные и амфотерные. Их относят к солеобразующим оксидам. Существуют также оксиды, которые называют несолеобразующими.

 

  • Основные оксиды.

Основными называют оксиды, которые реагируют с кислотами, образуя соль и воду.

Основные оксиды образуются химическими элементами — металлами. Как правило, степень окисления элемента, образующего основный оксид, является невысокой: \(+1\) или \(+2\).

Примеры основных оксидов:

оксид натрия Na2O, оксид меди(\(II\)) CuO.

 

  • Кислотные оксиды.

Кислотными называют оксиды, которые реагируют с основаниями, образуя соль и воду.

Кислотные оксиды образуют элементы — неметаллы. Например, оксид серы(\(VI\)) SO3, оксид азота(\(IV\)) NO2.

Также кислотные оксиды могут быть образованы металлическими химическими элементами, в которых те проявляют степень окисления от \(+5\) до \(+8\). Например, оксид хрома(\(VI\))  CrO3 и оксид марганца(\(VII\)) Mn2O7.

 

  • Амфотерные оксиды.

Амфотерными называют оксиды, которые реагируют как с кислотами, так и с основаниями, образуя соли.

Амфотерные свойства проявляет оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2O3, оксид бериллия BeO.

 

Если металлический элемент имеет переменную валентность (проявляет несколько степеней окисления), то из всех образуемых им оксидов амфотерными свойствами обладают те, в которых этот элемент имеет промежуточную валентность (промежуточную степень окисления).

Например, хром может проявлять валентность равную двум, трём, шести.

Амфотерными свойствами обладает именно оксид хрома(\(III\)) Cr2O3.

 

  • Несолеобразующие оксиды.

Несолеобразующие оксиды — оксиды, не реагирующие с кислотами или основаниями при обычных условиях.

К ним относятся: оксид углерода(\(II\)) CO, оксид кремния(\(II\)) SiO ,оксид азота(\(I\)) N2O, оксид азота(\(II\)) NO.

Они не имеют кислотных гидроксидов, не вступают в реакции с образованием солей.

 

Номенклатура оксидов

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже.

Например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия.

 

Если элемент, образующий оксид, имеет переменную степень окисления (или валентность), то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела).

Например: Cu2O — оксид меди(\(I\)), CuO — оксид меди(\(II\)), FeO — оксид железа(\(II\)), Fe2O3 — оксид железа(\(III\)), Cl2O7 — оксид хлора(\(VII\)).

  

Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, или моноокисью, если два — диоксидом, или двуокисью, если три — то триоксидом, или трёхокисью и т. д.

Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода CO2, триоксид серы SO3.

 

Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например, угарный газ CO, серный ангидрид SO3 и т. д.

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, N2О,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, SO3, 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,

Основные оксиды

1

H

1,008

1s1

2,1

Бесцветный газ

t°пл=-259°C

t°кип=-253°C

2

He

4,0026

1s2

4,5

Бесцветный газ

t°кип=-269°C

3

Li

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=180°C

t°кип=1317°C

4

Be

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

t°пл=1278°C

t°кип=2970°C

5

B

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°пл=2300°C

t°кип=2550°C

6

C

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°пл=3550°C

t°кип=4830°C

7

N

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

t°пл=-210°C

t°кип=-196°C

8

O

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

t°пл=-218°C

t°кип=-183°C

9

F

18,998

2s2 2p5

3,98

Бледно-желтый газ

t°пл=-220°C

t°кип=-188°C

10

Ne

20,180

2s2 2p6

4,4

Бесцветный газ

t°пл=-249°C

t°кип=-246°C

11

Na

22,990

3s1

0,98

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=98°C

t°кип=892°C

12

Mg

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

t°пл=649°C

t°кип=1107°C

13

Al

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

t°пл=660°C

t°кип=2467°C

14

Si

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°пл=1410°C

t°кип=2355°C

15

P

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°пл=44°C

t°кип=280°C

16

S

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

t°пл=113°C

t°кип=445°C

17

Cl

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°пл=-101°C

t°кип=-35°C

18

Ar

39,948

3s2 3p6

4,3

Бесцветный газ

t°пл=-189°C

t°кип=-186°C

19

K

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=64°C

t°кип=774°C

20

Ca

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

t°пл=839°C

t°кип=1487°C

21

Sc

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°пл=1539°C

t°кип=2832°C

22

Ti

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

t°пл=1660°C

t°кип=3260°C

23

V

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

t°пл=1890°C

t°кип=3380°C

24

Cr

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

t°пл=1857°C

t°кип=2482°C

25

Mn

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°пл=1244°C

t°кип=2097°C

26

Fe

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

t°пл=1535°C

t°кип=2750°C

27

Co

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

t°пл=1495°C

t°кип=2870°C

28

Ni

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

t°пл=1453°C

t°кип=2732°C

29

Cu

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

t°пл=1084°C

t°кип=2595°C

30

Zn

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

t°пл=420°C

t°кип=907°C

31

Ga

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°пл=30°C

t°кип=2403°C

32

Ge

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

t°пл=937°C

t°кип=2830°C

33

As

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°субл=613°C

(сублимация)

34

Se

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

t°пл=217°C

t°кип=685°C

35

Br

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°пл=-7°C

t°кип=59°C

36

Kr

83,798

4s2 4p6

3,0

Бесцветный газ

t°пл=-157°C

t°кип=-152°C

37

Rb

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

t°пл=39°C

t°кип=688°C

38

Sr

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

t°пл=769°C

t°кип=1384°C

39

Y

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

t°пл=1523°C

t°кип=3337°C

40

Zr

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

t°пл=1852°C

t°кип=4377°C

41

Nb

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

t°пл=2468°C

t°кип=4927°C

42

Mo

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

t°пл=2617°C

t°кип=5560°C

43

Tc

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°пл=2172°C

t°кип=5030°C

44

Ru

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

t°пл=2310°C

t°кип=3900°C

45

Rh

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

t°пл=1966°C

t°кип=3727°C

46

Pd

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=1552°C

t°кип=3140°C

47

Ag

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

t°пл=962°C

t°кип=2212°C

48

Cd

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

t°пл=321°C

t°кип=765°C

49

In

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=156°C

t°кип=2080°C

50

Sn

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=232°C

t°кип=2270°C

51

Sb

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°пл=631°C

t°кип=1750°C

52

Te

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°пл=450°C

t°кип=990°C

53

I

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

t°пл=114°C

t°кип=184°C

54

Xe

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

t°пл=-112°C

t°кип=-107°C

55

Cs

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°пл=28°C

t°кип=690°C

56

Ba

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

t°пл=725°C

t°кип=1640°C

57

La

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

t°пл=920°C

t°кип=3454°C

58

Ce

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=798°C

t°кип=3257°C

59

Pr

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=931°C

t°кип=3212°C

60

Nd

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1010°C

t°кип=3127°C

61

Pm

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°пл=1080°C

t°кип=2730°C

62

Sm

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1072°C

t°кип=1778°C

63

Eu

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=822°C

t°кип=1597°C

64

Gd

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1311°C

t°кип=3233°C

65

Tb

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1360°C

t°кип=3041°C

66

Dy

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1409°C

t°кип=2335°C

67

Ho

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1470°C

t°кип=2720°C

68

Er

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1522°C

t°кип=2510°C

69

Tm

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1545°C

t°кип=1727°C

70

Yb

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=824°C

t°кип=1193°C

71

Lu

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°пл=1656°C

t°кип=3315°C

72

Hf

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

t°пл=2150°C

t°кип=5400°C

73

Ta

180,95

5d3 6s2

Серый металл

t°пл=2996°C

t°кип=5425°C

74

W

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

t°пл=3407°C

t°кип=5927°C

75

Re

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

t°пл=3180°C

t°кип=5873°C

76

Os

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°пл=3045°C

t°кип=5027°C

77

Ir

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

t°пл=2410°C

t°кип=4130°C

78

Pt

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=1772°C

t°кип=3827°C

79

Au

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°пл=1064°C

t°кип=2940°C

80

Hg

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°пл=-39°C

t°кип=357°C

81

Tl

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

t°пл=304°C

t°кип=1457°C

82

Pb

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°пл=328°C

t°кип=1740°C

83

Bi

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

t°пл=271°C

t°кип=1560°C

84

Po

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

t°пл=254°C

t°кип=962°C

85

At

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°пл=302°C

t°кип=337°C

86

Rn

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

t°пл=-71°C

t°кип=-62°C

87

Fr

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°пл=27°C

t°кип=677°C

88

Ra

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°пл=700°C

t°кип=1140°C

89

Ac

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°пл=1047°C

t°кип=3197°C

90

Th

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°пл=1132°C

t°кип=3818°C

93

Np

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

281

6d9 7s1

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Свойства оксидов | ЕГЭ по химии

Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых — кислород со степенью окисления ($–2$).

Общая формула оксидов: $Э_{m}O_n$, где $m$ — число атомов элемента $Э$, а $n$ — число атомов кислорода. Оксиды могут быть твердыми (песок $SiO_2$, разновидности кварца), жидкими (оксид водорода $H_2O$), газообразными (оксиды углерода: углекислый $CO_2$ и угарный $CO$ газы). По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие.

Несолеобразующими называются такие оксиды, которые не взаимодействуют ни со щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Их немного, в их состав входят неметаллы.

Солеобразующими называются такие оксиды, которые взаимодействуют с кислотами или основаниями и образуют при этом соль и воду.

Среди солеобразующих оксидов различают оксиды основные, кислотные, амфотерные.

Основные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют основания. Например: $CaO$ соответствует $Ca(OH)_2, Na_2O — NaOH$.

Типичные реакции основных оксидов:

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

$CaO+2HNO_3=Ca(NO_3)_2+H_2O$.

2. Основный оксид + кислотный оксид → соль (реакция соединения):

$MgO+SiO_2{→}↖{t}MgSiO_3$.

3. Основный оксид + вода → щелочь (реакция соединения):

$K_2O+H_2O=2KOH$.

Кислотные оксиды — это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Это оксиды неметаллов:

N2O5 соответствует $HNO_3, SO_3 — H_2SO_4, CO_2 — H_2CO_3, P_2O_5 — H_3PO_4$, а также оксиды металлов с большим значением степеней окисления: ${Cr}↖{+6}O_3$ соответствует $H_2CrO_4, {Mn_2}↖{+7}O_7 — HMnO_4$.

Типичные реакции кислотных оксидов:

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

$SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$.

2. Кислотный оксид + основный оксид → соль (реакция соединения):

$CaO+CO_2=CaCO_3$.

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

$N_2O_5+H_2O=2HNO_3$.

Такая реакция возможна, только если кислотный оксид растворим в воде.

Амфотерными называются оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Это $ZnO, Al_2O_3, Cr_2O_3, V_2O_5$. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются.

Типичные реакции амфотерных оксидов:

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

$ZnO+2HCl=ZnCl_2+H_2O$.

2. Амфотерный оксид + основание → соль + вода или комплексное соединение:

$Al_2O_3+2NaOH+3H_2O{=2Na[Al(OH)_4],}↙{\text»тетрагидроксоалюминат натрия»}$

$Al_2O_3+2NaOH={2NaAlO_2}↙{\text»алюминат натрия»}+H_2O$.

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+nOn-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



Оксиды. Классификация оксидов. Названия оксидов

Оксиды — это сложные неорганические соединения, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (в степени окисления -2).

Например, Na2O, B2O3, Cl2O7 относятся к оксидам. Все перечисленные вещества содержат кислород и еще один элемент. Вещества Na2O2, H2SO4, HCl не относятся к оксидам: в первом степень окисления кислорода равна -1, в составе второго не два, а три элемента, а третье вообще не содержит кислорода.

Если вы не понимаете смысл термина «степень окисления», ничего страшного. Во-первых, можно обратиться к соответствующей статье на этом сайте. Во-вторых, даже без понимания этого термина можно продолжать чтение. Временно можете забыть про упоминание о степени окисления.

Получены оксиды практически всех известных на сегодняшний день элементов, кроме некоторых благородных газов и «экзотических» трансурановых элементов. Более того, многие элементы образуют несколько оксидов (для азота, например, их известно шесть).


Номенклатура оксидов

Мы должны научиться называть оксиды. Это очень просто.
Пример 1. Назовите следующие соединения: Li2O, Al2O3, N2O5, N2O3.

Li2O — оксид лития,
Al2O3 — оксид алюминия,
N2O5 — оксид азота (V),
N2O3 — оксид азота (III).

Обратите внимание на важный момент: если валентность элемента постоянна, мы НЕ упоминаем ее в названии оксида. Если валентность меняется, следует обязательно указать ее в скобках! Литий и алюминий имеют постоянную валентность, у азота валентность переменная; именно по этой причине названия окислов азота дополнены римскими цифрами, символизирующими валентность.

Задание 1. Назовите оксиды: Na2O, P2O3, BaO, V2O5, Fe2O3, GeO2, Rb2O. Не забывайте, что существуют элементы как с постоянной, так и с переменной валентностью.

Еще один важный момент: вещество F2O правильнее называть не «оксид фтора», а «фторид кислорода»!


Физические свойства оксидов

Физические свойства весьма разнообразны. Обусловлено это, в частности, тем, что в оксидах могут проявляться разные типы химической связи. Температуры плавления и кипения варьируются в широких пределах. При нормальных условиях оксиды могут находиться в твердом состоянии (CaO, Fe2O3, SiO2, B2O3), жидком состоянии (N2O3, H2O), в виде газов (N2O, SO2, NO, CO).

Разнообразна окраска: MgO и Na2O белого цвета, CuO — черного, N2O3 — синего, CrO3 — красного и т. д.

Расплавы оксидов с ионным типом связи хорошо проводят электрический ток, ковалентные оксиды, как правило, имеют низкую электропроводность.


Классификация оксидов

Все существующие в природе оксиды можно разделить на 4 класса: основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие. Иногда первые три класса объединяют в группу солеобразующих оксидов, но для нас это сейчас несущественно. Химические свойства оксидов из разных классов отличаются весьма сильно, поэтому вопрос классификации очень важен для дальнейшего изучения этой темы!

Начнем с несолеобразующих оксидов. Их нужно запомнить: NO, SiO, CO, N2O. Просто выучите эти четыре формулы!

Для дальнейшего продвижения мы должны вспомнить, что в природе существуют два типа простых веществ — металлы и неметаллы (иногда выделяют еще группу полуметаллов или металлоидов). Если вы четко понимаете, какие элементы относятся к металлам, продолжайте читать эту статью. Если есть малейшие сомнения, обратитесь к материалу «Металлы и неметаллы» на этом сайте.

Итак, сообщаю вам, что все амфотерные оксиды являются оксидами металлов, но не все оксиды металлов относятся к амфотерным. Я перечислю наиболее важные из них: BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, SnO. Список не является полным, но перечисленные формулы следует обязательно запомнить! В большинстве амфотерных оксидов металл проявляет степень окисления +2 или +3 (но есть исключения).

В следующей части статьи мы продолжим говорить о классификации; обсудим кислотные и основные оксиды.


Продолжение статьи →

Оксид | химическое соединение | Британника

Полная статья

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 высших 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, то есть 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 не реагирует SiO 2 не реагирует 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)
связь 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 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.

Неорганические оксиды — Alfa Aesar

  • Оксид алюминия, 20% в H 2 O, коллоидная дисперсия

  • Оксид алюминия, 5016-A, основной, степень I по Брокманну

  • Оксид алюминия, 99%

  • Оксид алюминия 99% (металлы)

  • Оксид алюминия, кислотный, для ВЭЖХ Flash Grade

  • Оксид алюминия, кислотный, для ВЭЖХ Flash Grade

  • Оксид алюминия, активированный, кислотный, степень I по Брокманну, 58 ангстрем

  • Оксид алюминия, активированный, нейтральный, степень I по Брокманну, 58 ангстрем

  • Оксид алюминия, активированный, нейтральный, Brockmann Grade II

  • Оксид алюминия, активированный, нейтральный, гамма-фаза, 99.9% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, аэрозольная огнеупорная красящаяся краска


    ВНИМАНИЕ. Репродуктивный вред — https://www.p65warnings.ca.gov/

  • Оксид алюминия, аэрозольная огнеупорная краска


    ВНИМАНИЕ. Вред репродукции — https: // www.p65warnings.ca.gov/

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, не менее 99,95% (металлы)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99.997% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99,997% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99.99% (металлы)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99,9% (металлы)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, 99.9% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, носитель катализатора, с малой площадью поверхности, тримодальный

  • Оксид алюминия, альфа-фаза, гамма-фаза, 99.99% (металлы)

  • Оксид алюминия, основной, для TLC

  • Оксид алюминия, основной, для ВЭЖХ Flash Grade

  • Оксид алюминия, основной, для ВЭЖХ Flash Grade

  • Оксид алюминия кальцинированный изоляционный порошок

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, большая площадь поверхности

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, площадь промежуточной поверхности

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, промежуточная площадь поверхности (с низким содержанием SiO 2 )

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, с низким содержанием кремнезема

  • Оксид алюминия, носитель катализатора, низкая площадь поверхности

  • Оксид алюминия, цемент, Al 2 O 3 95% (SiO 2 ≈5%)

  • Оксид алюминия для очистки биомассы

  • Оксид алюминия для обесцвечивания

  • Оксид алюминия для анализа диоксинов

  • Оксид алюминия, для снятия печатных плат

  • Оксид алюминия, для очистки процесса (поглотитель)

  • Оксид алюминия, для очистки процесса (поглотитель)

  • Оксид алюминия, для удаления пирогенов

  • Оксид алюминия плавленый изолирующий порошок, 99.7 +%

  • Оксид алюминия плавленый, изоляционный порошок, 99,7 +%

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, 96 +% вкл.3% С

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, 99,97% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, 99.997% (мет. Мет.)

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, 99,997% (металлы)

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, альфа-фаза, 99.98% (металлы)

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, носитель катализатора, большая площадь поверхности, бимодальный

  • Оксид алюминия, гамма-фаза, нанопорошок, 99 +%

  • Оксид алюминия, NanoArc ™, AL-0405, 99.5%

  • Оксид алюминия, NanoArc® AL-2220, 30% в уайт-спирите, коллоидная дисперсия с диспергатором

  • Оксид алюминия, NanoDur® AL-2420, 50% в уайт-спирите, коллоидная дисперсия с диспергатором

  • Оксид алюминия, нейтральный, для ВЭЖХ Flash Grade

    • Здравствуйте, я знаю, что такое амфотерные оксиды, но какой фактор определяет, является ли оксид амфотерным?

    Основные оксиды

    Металлический характер увеличивается справа налево и сверху вниз в Периодической таблице.

    Самые металлические элементы образуют самые основные оксиды.

    Даже если оксиды нерастворимы в воде, мы все равно называем их основными оксидами, потому что они вступают в реакцию с кислотами.

    # «MgO (s) + 2HCl (водн.) → MgCl» _2 «(водн.)» + «H» _2 «O» (l) «# ​​

    Кислые оксиды

    Неметаллический символ увеличивается слева направо и снизу вверх в Периодической таблице.

    Самые неметаллические элементы образуют наиболее кислые оксиды.

    Они реагируют с водой с образованием оксокислот. Например,

    # «SO» _2 «(вод.)» + «H» _2 «O (l)» → «H» _2 «SO» _3 «(вод.)» #

    Даже если оксид нерастворим в воде, мы все равно относим его к кислому, если он реагирует с основаниями с образованием солей. Например,

    # «TeO» _2 «(s)» + «2NaOH (водн.)» → «Na» _2 «TeO» _3 «(водн.)» + «H» _2 «O (l)» #

    Амфотерные оксиды

    Некоторые оксиды реагируют как с кислотами, так и с основаниями, то есть они амфотерные .»-» «(водн.)» #

    Более легкие элементы групп 2 и 13, некоторые из # «d» # — блочных элементов и более тяжелые элементы групп 14 и 15 содержат амфотерные оксиды.

    Самые основные оксиды находятся в нижнем левом углу Периодической таблицы, а самые кислые оксиды — в верхнем правом углу, поэтому неудивительно, что граница между кислотными и основными оксидами проходит по диагонали.

    Амфотеризм и степени окисления

    Амфотеризм зависит от степени окисления оксида.

    Нет простого способа предсказать, какие элементы будут амфотерными.

    Амфотерный характер оксида, вероятно, отражает способность металла поляризовать окружающие ионы оксида, то есть придавать значительный ковалентный характер связи # «M-O» #.

    Эта способность увеличивается с увеличением степени окисления, поскольку положительный характер центрального атома увеличивается.

    Однако в группе 15 амфотерными являются только оксиды с более низкой степенью окисления.

    Оксиды с более высокой степенью окисления слишком кислые, чтобы быть амфотерными.

    Определение амфотерного оксида в химии

    Амфотерный оксид — это оксид, который может действовать как кислота или основание в реакции с образованием соли и воды. Амфотеризм зависит от степени окисления, доступной химическим веществам. Поскольку металлы имеют несколько степеней окисления, они образуют амфотерные оксиды и гидроксиды.

    Примеры амфотерного оксида

    Металлы, демонстрирующие амфотеризм, включают медь, цинк, свинец, олово, бериллий и алюминий.

    Al 2 O 3 — амфотерный оксид. При взаимодействии с HCl он действует как основание с образованием соли AlCl 3 . При взаимодействии с NaOH он действует как кислота с образованием NaAlO 2 .

    Обычно оксиды средней электроотрицательности являются амфотерными.

    Амфипротические молекулы

    Амфипротические молекулы — это тип амфотерных частиц, которые отдают или принимают H + или протон. Примеры амфипротических разновидностей включают воду (которая самоионизируется), а также белки и аминокислоты (которые имеют группы карбоновых кислот и аминов).

    Например, ион гидрокарбоната может действовать как кислота:

    HCO 3 — + OH — → CO 3 2- + H 2 O

    или в качестве основы:

    HCO 3 — + H 3 O + → H 2 CO 3 + H 2 O

    Имейте в виду, что хотя все амфипротические виды являются амфотерными, не все амфотерные виды являются амфипротическими. Примером является оксид цинка ZnO, который не содержит атома водорода и не может отдавать протон.Атом Zn может действовать как кислота Льюиса, принимая электронную пару от OH−.

    Связанные термины

    Слово «амфотерный» происходит от греческого слова amphoteroi , что означает «оба». Термины «амфихромный» и «амфихромный» относятся к кислотно-щелочному индикатору, который дает один цвет при взаимодействии с кислотой и другой цвет при взаимодействии с основанием.

    Использование амфотерных видов

    Амфотерные молекулы, которые имеют как кислотные, так и основные группы, называются амфолитами.В основном они встречаются в виде цвиттерионов в определенном диапазоне pH. Амфолиты можно использовать в изоэлектрической фокусировке для поддержания стабильного градиента pH.

    Узнайте о кислотно-основном характере оксидов

    Амфотерные оксиды — это оксиды, которые обладают как кислотными, так и основными свойствами и могут действовать как кислоты и основания. Эти оксиды реагируют с кислотами или основаниями и образуют соль и воду (реакция нейтрализации). Такие элементы, как алюминий, переходные металлы, такие как цинк, титан, медь, золото, и элементы p-блока, такие как германий, сурьма, висмут, образуют амфотерные оксиды.Ниже приведены реакции и примеры некоторых амфотерных оксидов.

    В кислой среде: ZnO + h3SO4 → ZnSO4 + h3O {\ rm {ZnO}} \, {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {\ kern 1pt} {{\ rm {H}} _ {\ rm {2}}} {\ rm {S}} {{\ rm {O}} _ {\ rm {4}}} {\ kern 1pt} \ to {\ rm {ZnS}} {{\ rm {O }} _ {\ rm {4}}} {\ kern 1pt} {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {{\ rm {H}} _ {\ rm {2}}} {\ rm {O }} ZnO + h3 SO4 → ZnSO4 + h3 O

    В основной среде: ZnO + 2NaOH + h3O → Na2 [Zn (OH) 4] {\ rm {ZnO}} {\ kern 1pt} {\ kern 1pt} {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {\ rm {2NaOH}} {\ kern 1pt} {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {{\ rm {H}} _ {\ rm {2}}} {\ rm {O}} \ to {\ rm {N}} {{\ rm {a}} _ {\ rm {2}}} \ left [{{\ rm {Zn}} { {\ left ({{\ rm {OH}}} \ right)} _ {\ rm {4}}}} \ right] ZnO + 2NaOH + h3 O → Na2 [Zn (OH) 4]

    В кислой среде: Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3h3O {\ rm {A}} {{\ rm {l}} _ {\ rm {2}}} {{\ rm {O}} _ {\ rm {3} }} {\ kern 1pt} {\ kern 1pt} {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {\ kern 1pt} {\ rm {6HCl}} \ to {\ rm {2AlC}} {{\ rm { l}} _ {\ rm {3}}} {\ kern 1pt} {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {\ rm {3}} {{\ rm {H}} _ {\ rm {2 }}} {\ rm {O}} Al2 O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3h3 O

    В основной среде: Al2O3 + 2NaOH + 3h3O → 2Na [Pb (OH) 4] {\ rm {A}} {{\ rm {l}} _ {\ rm {2}}} {{\ rm {O}} _ {\ rm {3}}} {\ kern 1pt} {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {\ rm {2NaOH}} {\ kern 1pt} {\ rm {+ 3}} {{\ rm {H}} _ {\ rm {2}} } {\ rm {O}} \ to {\ rm {2Na}} \ left [{{\ rm {Pb}} {{\ left ({{\ rm {OH}}} \ right)} _ {\ rm {4}}}} \ right] Al2 O3 + 2NaOH + 3h3 O → 2Na [Pb (OH) 4]

    Нейтральные оксиды — это оксиды, которые не проявляют ни кислотных, ни основных свойств или не образуют солей с кислотами и основаниями, и называются нейтральными оксидами.Вода — амфотерный оксид водорода. Примеры и реакции некоторых нейтральных оксидов приведены ниже.

    • Окись углерода: 2C (S) + O2 (г) → 2CO (г) {\ rm {2}} {{\ rm {C}} _ ​​{\ left ({\ rm {S}} \ right )}} {\ kern 1pt} {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {{\ rm {O}} _ {\ rm {2}}} _ {\ left ({\ rm {g}} \ right)} \ to {\ rm {2C}} {{\ rm {O}} _ {\ left ({\ rm {g}} \ right)}} 2C (S) + O2 (g) → 2CO (г)

    • Закись азота: 2N2 + O2 → 2N2O {\ rm {2}} {{\ rm {N}} _ {\ rm {2}}} {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {\ kern 1pt} {{\ rm {O}} _ {\ rm {2}}} \ to {\ rm {2}} {{\ rm {N}} _ {\ rm {2}} } {\ rm {O}} 2N2 + O2 → 2N2 O

    • Вода: 2h3 (г) + O2 (г) → 2h3O (l) {\ rm {2}} {{\ rm {H }} _ {\ rm {2}}} _ {\ left ({\ rm {g}} \ right)} {\ kern 1pt} {\ rm {+}} {\ kern 1pt} {{\ rm {O }} _ {\ rm {2}}} _ {\ left ({\ rm {g}} \ right)} \, \ to {\ rm {2}} {{\ rm {H}} _ {\ rm {2}}} {{\ rm {O}} _ {\ left ({\ rm {l}} \ right)}} 2h3 (g) + O2 (g) → 2h3 O (l) Взаимодействие с другими людьми

    Корреляция основности поверхности оксидов металлов с фотокаталитическим гидроксилированием бороновых кислот до спиртов

    .26 июля 2018 г .; 57 (31): 9780-9784. DOI: 10.1002 / anie.201805395. Epub 2018 29 июня.

    Принадлежности Расширять

    Принадлежности

    • 1 Инновационный центр гибких устройств, Школа материаловедения и инженерии, Технологический университет Наньян, 50 Nanyang Avenue, Сингапур, 639798, Сингапур.
    • 2 Лаборатория перспективных материалов химического факультета Фуданского университета, Шанхай, 200433, П. Р. Китай.

    Элемент в буфере обмена

    Ван Ру Леоу и др. Angew Chem Int Ed Engl. .

    Показать детали Показать варианты

    Показать варианты

    Формат АннотацияPubMedPMID

    . 26 июля 2018 г .; 57 (31): 9780-9784. DOI: 10.1002 / anie.201805395. Epub 2018 29 июня.

    Принадлежности

    • 1 Инновационный центр гибких устройств, Школа материаловедения и инженерии, Технологический университет Наньян, 50 Nanyang Avenue, Сингапур, 639798, Сингапур.
    • 2 Лаборатория перспективных материалов химического факультета Фуданьского университета, Шанхай, 200433, П.Р. Китай.

    Элемент в буфере обмена

    Полнотекстовые ссылки Опции CiteDisplay

    Показать варианты

    Формат АннотацияPubMedPMID

    Абстрактный

    Фоторедокс-катализ предоставляет возможности для использования чистых и экологически чистых ресурсов, таких как солнечный свет и O 2 , в то время как кислотные и основные участки поверхности оксидов металлов имеют решающее значение для промышленного катализа, такого как крекинг нефти.Был выяснен вклад поверхностей оксидов металлов в фотокаталитические аэробные реакции, что продемонстрировано путем гидроксилирования бороновых кислот до спиртов. Сила и близость поверхностных базовых участков оказались двумя ключевыми факторами в стимулировании реакции; основные и амфотерные оксиды, такие как MgO, TiO 2 , ZnO и Al 2 O 3 , обеспечивали высокие выходы спирта, в то время как кислые оксиды, такие как SiO 2 и B 2 O 3 , давали только низкие выходы. урожайность.Реакция настраивается на различные источники излучения путем простого выбора фотосенсибилизаторов с совместимыми длинами волн возбуждения. Такие механизмы поверхностного комплексообразования между реагентами и материалами, богатыми землей, могут быть эффективно использованы для достижения более широкого диапазона фотоокислительных реакций.

    Ключевые слова: спирты; бороновые кислоты; гидроксилирование; фотокатализ; наземные базовые площадки.

    © 2018 Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA, Вайнхайм.

    Похожие статьи

    • Al (2) O (3) Поверхностное комплексообразование для фотокаталитических органических превращений.

      Leow WR, Ng WK, Peng T, Liu X, Li B, Shi W, Lum Y, Wang X, Lang X, Li S, Mathews N, Ager JW, Sum TC, Hirao H, Chen X. Leow WR, et al. J Am Chem Soc.2017, 11 января; 139 (1): 269-276. DOI: 10.1021 / jacs.6b09934. Epub 2016 29 декабря. J Am Chem Soc. 2017 г. PMID: 27966340

    • Кинетика кетонизации и кетенизации валериановой кислоты при каталитическом пиролизе на наноразмерном SiO 2 , γ-Al 2 O 3 , CeO 2 / SiO 2 , Al 2 O 3 / SiO 2 и TiO 2 / SiO 2 .

      Кулик К., Палианица Б., Александр Ю.Д., Азизова Л., Борисенко М., Картель М., Ларссон М., Кулик Т. Кулик К. и др. Chemphyschem. 2017 г. 19 июля; 18 (14): 1943-1955. DOI: 10.1002 / cphc.201601370. Epub 2017 10 мая. Chemphyschem. 2017 г. PMID: 28393449

    • Колориметрический датчик газообразного водорода на основе гибридных наночастиц PdO / оксиды металлов.

      Ким Ю.К., Хван Ш., Чжон С.М., Сон К.Й., Лим СК.Ким Ю.К. и др. Таланта. 2018 1 октября; 188: 356-364. DOI: 10.1016 / j.talanta.2018.06.010. Epub 2018 4 июня. Таланта. 2018. PMID: 30029388

    • Раскрытие фотокаталитических механизмов на поверхности TiO2 с использованием изотопной метки кислорода-18.

      Панг Х, Чэнь Ц., Джи Х, Че И, Ма В, Чжао Дж. Пан X и др. Молекулы. 2014 10 октября; 19 (10): 16291-311.DOI: 10,3390 / молекулы191016291. Молекулы. 2014 г. PMID: 25310153 Бесплатная статья PMC. Обзор.

    • Материалы на основе металлоорганических каркасов для гетерогенного фотокатализа.

      Чжао С.Н., Ван Г, Пельман Д., Ван Дер Вурт П. Чжао С.Н. и др. Молекулы. 2018 12 ноября; 23 (11): 2947. DOI: 10,3390 / молекулы23112947. Молекулы. 2018. PMID: 30424499 Бесплатная статья PMC.Обзор.

    Процитировано

    1 артикул
    • Нитрид углерода фотокатализирует региоселективное присоединение радикала амина к карбонильной связи и дает N-конденсированные пирролы.

      Курпил Б., Отте К., Мищенко А., Ламаньи П., Липинский В., Лок Н., Антониетти М., Саватеев А.Курпиль Б. и др. Nat Commun. 2019 26 февраля; 10 (1): 945. DOI: 10.1038 / s41467-019-08652-w. Nat Commun. 2019. PMID: 30808862 Бесплатная статья PMC.

    LinkOut — дополнительные ресурсы

    • Источники полных текстов

    • Другие источники литературы

    Полнотекстовые ссылки [Икс] Wiley [Икс]

    цитировать

    Копировать

    Формат: AMA APA ГНД NLM

    Видеоурок: Реакции оксидов

    Стенограмма видео

    В этом видео мы узнаем, что оксид является кислотным, основным, амфотерным и нейтральным.Посмотрим на какое-нибудь химическое уравнения того, как некоторые оксиды реагируют с кислотами. Во-первых, давайте спросим себя, что такое оксид? Оксид — это соединение, которое содержит кислород элемента, связанный с другим элементом. Например, в углекислом газе кислород связан с углеродом. Некоторые часто встречающиеся оксиды которые вы, возможно, слышали, являются оксидом железа (III), который является основным компонентом ржавчина, диоксид серы, который иногда используется в качестве консерванта, диазот монооксид, который является названием ИЮПАК, а общее название — закись азота, это веселящий газ, вода, диоксид кремния или кремнезем, который является основным компонентом песка, оксид алюминия и оксид магния.

    Возможно, вы добыли магний оксид в лаборатории. Щипцы содержат магний лента в пламени горелки Бунзена. Происходит сильно экзотермическая реакция при этом выделяется много тепла и света, поскольку магний реагирует с кислородом в воздух для производства оксида магния. Все оксиды можно разделить на одна из четырех групп: кислотные, основные, амфотерные или нейтральные оксиды. Давайте рассмотрим это и начнем с кислыми оксидами.Кислотные оксиды — это те, которые при они реагируют с водой с образованием кислот. Эти оксиды содержат неметаллы из группы с 14 по 17 периодической таблицы. Общее уравнение неметалла оксид плюс вода реагируют с образованием кислоты. Давайте посмотрим на несколько примеров.

    Когда газообразный диоксид серы реагирует с вода, образуется сернистая кислота, h3SO3. Когда оксид неметалла, углерод диоксид, реагирует с водой, образуется углекислота или h3CO3.Эти две реакции могут происходить в окружающая среда, когда в атмосфере много SO2 и CO2. Жидкая вода и капли дождя могут взаимодействуют с диоксидом углерода и диоксидом серы в атмосфере и производят две кислоты — угольная и сернистая. Эти две кислоты являются компонентами кислотный дождь. Последний пример того, когда неметалл оксид взаимодействует с водой с образованием кислоты — это реакция диоксида азота газ с водой для получения азотной кислоты.Если несколько капель универсального индикатор добавлялся в растворы этих кислот, он становился красно-оранжевым, показывая, что что оксиды неметаллов SO2, CO2 и NO2, когда они реагируют с водой, действительно производят кислоты.

    Теперь давайте посмотрим на основные оксиды. Основной оксид — это оксид, который при взаимодействии с водой образует основание или щелочь. Обычно основные оксиды содержат металлы из первой или второй группы периодической таблицы.Общее уравнение — оксид металла плюс вода реагирует с образованием основания или щелочи. Щелочь — это вещество, содержащее гидроксид-ион ОН-. Вот два примера уравнений где оксиды металлов производят гидроксиды или щелочные растворы. В первом случае оксид натрия реагирует с водой с образованием гидроксида натрия, а во втором оксид кальция реагирует с вода для производства гидроксида кальция. Гидроксид натрия хорошо растворим в воде, в то время как гидроксид кальция мало растворим.Тем не менее, если несколько капель к этим растворам добавлялся универсальный индикатор, он становился сине-фиолетовым, подтверждение того, что растворы являются щелочными или щелочными, и доказательство того, что эти оксиды действительно реагирует с водой с образованием оснований или щелочей.

    До сих пор мы видели, что неметаллические оксиды или кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот и оксидов металлов или основные оксиды реагируют с водой с образованием основания.Кислые оксиды также могут действовать как кислоты и реагируют с основанием с образованием соли и воды. И основные оксиды могут действовать как основания в результате реакции с кислотой с образованием соли и воды. Применяется общее правило: кислота реагирует с основанием с образованием соли и воды. Чуть позже в этом видео мы будем конкретно посмотрите, как основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и вода. А пока перейдем к третьему тип оксида, амфотерные оксиды.

    Амфотерные оксиды в отличие от кислых и основные оксиды, как правило, не растворяются в воде и не реагируют с ней. Тем не менее, они показывают как кислотные и основные свойства. Они ведут себя как кислота, когда реагируют с основанием, и они ведут себя как основание, когда реагируют с кислотой. Эти оксиды содержат такие металлы, как медь, цинк, свинец, бериллий, алюминий и олово. Мы видели минуту назад, что когда Реакция взаимодействия кислоты и основания с образованием соли и воды.Так как амфотерные оксиды могут ведут себя как кислоты или основания, есть два общих уравнения, на которые следует обратить внимание. Когда эти оксиды ведут себя как кислота, уравнение представляет собой амфотерный оксид плюс основание, что дает соль и воду. И когда они реагируют как база, уравнение — амфотерный оксид плюс кислота, дающие соль и воду.

    Рассмотрим пример для каждый. Оксид алюминия амфотерный. Не растворяется и не реагирует с водой и может действовать как кислота или щелочь.Когда он реагирует с основанием, таким как производятся гидроксид натрия, алюминат натрия, соль и вода. Обратите внимание, что эта формула упрощение. Алюминий может образовывать довольно сложные ионы в растворе. Формула натрия здесь алюминат на самом деле является формулой твердого безводного продукта. Но алюминат натрия в присутствие воды хорошо растворимо и поэтому будет реагировать с водой с образованием гидратированного соединение со сложной формулой, на которое мы здесь не будем смотреть.Когда этот амфотерный оксид реагирует с кислотой образуется соль хлорида алюминия. Эта двойственная природа амфотерного оксиды указаны по их названию. Слово амфотерный происходит от Греческое слово amphoteroi означает и то, и другое.

    Перейдем к последнему типу оксид, нейтральные оксиды. Нейтральные оксиды не показывают кислых или основные свойства и не вступают в реакцию с кислотами или основаниями. Есть только несколько известных нейтральных оксиды, в том числе оксид углерода, оксид азота и оксид азота.Опять же, нейтральные оксиды не вступают в реакции с кислотами или основаниями. А теперь давайте посмотрим конкретно о том, как основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли и воды, а также еще кое-что. примеры того, как амфотерные оксиды могут действовать как основания, реагировать с кислотами и производить соль и вода. Когда оксид натрия реагирует с соляная кислота, хлорид натрия и вода являются продуктами. Обратите внимание, что анион в кислоте и катион в основном оксиде определяет, какая соль образуется.

    Вы можете угадать, в чем состоит кислота? это следующее уравнение? Оксид магния в значительной степени не растворим в воде. Однако в разбавленном, подогретом кислотном раствора, он может реагировать с образованием соли и воды, в данном случае нитрата магния. и вода. Катион магния в соли продукт поступает из оксида, а NO3 или нитрат-ион должен происходить из кислота. Есть два нитрат-иона, которые означает, что в кислоте должно быть два положительных заряда или два иона H +.Объединяя эти ионы вместе, мы получаем, мы получаем две HNO3, которые являются азотной кислотой. Ранее мы видели пример того, как амфотерный оксид может действовать как основание и реагировать с кислотой. Рассмотрим еще один пример.

    Реакция оксида цинка (II) с серная кислота производит соль сульфата цинка и воду. Опять же, катион в соли приходит из оксида, а анион в соли происходит из кислоты. До сих пор мы рассматривали типы оксидов, как они реагируют, и мы рассмотрели множество уравнений.Прежде чем приступить к практическому примеру, давай сделаем что-нибудь немного другое. Давайте посмотрим, насколько разные элементы реагируют с кислородом с образованием оксидов, и как это дает нам общее представление о ряды реактивности для элементов.

    Некоторые элементы реагируют с кислородом более энергично, чем другие. У золота низкая реактивность с кислород. Мы говорим, что это инертно и не реагировать. Серебро и ртуть очень медленные и устойчивы к реакции с кислородом.К этому добавлено больше металлов. список в определенном порядке, и это основано на увеличении реакционной способности с кислородом, в другими словами, увеличение легкости, с которой эти элементы реагируют при увеличении энергия. Элементы в крайнем правом углу серия легко и энергично реагирует с кислородом, требуя мало энергии для подвергаются этой реакции, причем металлический калий является наиболее активным, или мы говорим наиболее реактивный.

    Важно знать, что все эти металлы можно заставить реагировать с кислородом при правильных условиях, даже золото. Но здесь мы говорим об их естественная реактивность. Чем более реактивен элемент, тем более вероятно, что он будет обнаружен в природе связанным с кислородом или другими элементами. Этот список здесь называется ряд реактивности. Он показывает общую тенденцию или порядок с которой элементы реагируют с кислородом.Вы заметите, что написаны только металлы на этом ряду реактивности. Но неметаллы также могут реагировать с кислород. С силой, с которой водород реагирует между железом и цинком. Давайте подробнее рассмотрим удельная реакционная способность четырех неметаллов. Однако имейте в виду, что эти неметаллы могут быть помещены в верхний ряд реактивности среди металлов, согласно их относительной реакционной способности с кислородом.

    Известно много оксидов хлор. Однако хлор не реагирует. с кислородом в воздухе и в нормальных условиях. Энергия необходима, чтобы вызвать реакция. Из этих четырех неметаллов хлор наименее реактивный. Углерод также обычно не самопроизвольно реагируют с кислородом. Подумайте об угле на барбекю. Сначала его нужно нагреть до красного горячий.Тогда он среагирует и загорится кислород в воздухе. Сера немного больше реагирует энергично. Он загорится при перегреве горелка Бунзена. Фосфор, однако, довольно сильно реагирует. энергично и самовоспламеняется в кислороде воздуха. Фосфор самый реактивный к кислороду от элементов этой серии. Итак, из их реакции с кислородом, мы можем сделать вывод об увеличении реакционной способности хлора и углерода, серы и фосфор.Пришло время взглянуть на пример, прежде чем мы суммируем все, что мы узнали.

    Для определения pH различных оксидов, был поставлен эксперимент. Три мензурки были заполнены 0,5 литров деионизированной воды и несколько капель универсального индикатора. Шпатель следующего оксида затем добавляли в каждый стакан. Какого цвета будет каждое решение перейти на следующее добавление оксида? (A) A: синий, B: зеленый и C: красный.(B) A: зеленый, B: красный и C: синий. (C) A: синий, B: красный и C: зеленый. (D) A: красный, B: зеленый и C: синий. Или (E) A: красный, B: синий и C: зеленый.

    Оксид — это соединение, состоящее из кислорода, связанного с другим элементом. P2O10, который был добавлен в первую стакан, представляет собой оксид неметалла, потому что он состоит из неметаллического фосфорного связующего к кислороду. MgO и Al2O3 являются примерами оксидов металлов, потому что Mg, магний, является металлом, а Al, алюминий, также металл.И эти металлы связаны с кислород. В общем, когда оксид неметалла реагирует с водой, образуется кислота. Обычно это происходит, когда неметаллический входит в группы с 14 по 17 периодической таблицы. Когда металл в оксиде металла из первой или второй групп периодической таблицы, например, магний и оксид реагирует с водой, обычно образуется щелочь или раствор щелочи.

    Обратите внимание, однако, что есть всегда исключения из правил.Например, оксид бериллия не растворим в воде и не реагирует с водой при нормальных условиях. Другие оксиды металлов, содержащие металлы, не входящие в первую или вторую группу периодической таблицы, например, медь, цинк, свинец, алюминий и олово, когда они помещены в воду, они не обычно реагируют и обычно нерастворимы. Теперь оксида магния тоже нет. очень растворим в воде, но крошечные его количества растворяются и вступают в реакцию с водой с образованием производят щелочной или щелочной раствор.

    Нам сказали, что универсальный индикатор был добавлен в каждый стакан для определения pH. Универсальный индикатор красный в очень кислая область шкалы pH, затем оранжево-желтая, затем зеленая около нейтральной точка, затем синяя, и на дальнем конце спектра в очень основной области она фиолетовый. Мы видели, что когда неметалл оксид вступает в реакцию с водой, в стакане А образуется кислота. Таким образом, индикатор станет красным в стакане А.В химическом стакане B в виде металла образуется щелочь или основание. оксид вступает в реакцию с водой, поэтому индикатор приобретает пурпурно-синий цвет. И в стакане C, когда металл оксид добавляется, реакции не происходит.

    Оксид алюминия является примером амфотерный оксид. И опять же, обычно это не так. растворимы, и они обычно не реагируют с водой, хотя могут реагировать с кислотами и базы. Потому что нет реакции с воды, pH воды в этом стакане останется нейтральным, а индикатор станет зеленым.Итак, изменение цвета в каждом стакане из-за добавления оксида будет A: красный, B: синий и C: зеленый.

    Подведем итоги того, что у нас есть научился. Оксид — это соединение, содержащее кислород связан с другим элементом. Когда оксид неметалла реагирует с вода образуется кислота. Когда оксид металла реагирует с вода, производится база. Когда помещается амфотерный оксид в воде не растворяется и не вступает в реакцию.И когда помещается нейтральный оксид в воде тоже нет реакции. Это общие тенденции. Когда оксид неметалла реагирует с основание, соль и вода производятся. Также производится соль и вода. когда оксид металла реагирует с кислотой. И для амфотерных оксидов, которые могут реагируют с кислотой или основанием, потому что они действуют как кислоты или основания, опять же соль и вода продукты.

    .

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *