Кислотным оксид является: Кислотные оксиды – список с примерами и формулами

Содержание

Химические свойства оксидов — урок. Химия, 8–9 класс.

1. Основные оксиды, образованные щелочными и щелочноземельными металлами, взаимодействуют с водой, образуя растворимое в воде основание — щёлочи.

Основный оксид + вода → основание.

Например, при взаимодействии оксида кальция с водой образуется гидроксид кальция:

CaO+h3O→Ca(OH)2.

 

2. Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

Основный оксид + кислота → соль + вода.

Например, при взаимодействии оксида меди с серной кислотой образуются сульфат меди и вода:

CuO+h3SO4→CuSO4+h3O.

 

 

3. Основные оксиды могут взаимодействовать с оксидами, принадлежащими к другим классам, образуя соли.

Основный оксид + кислотный оксид → соль.

Например, при взаимодействии оксида магния с углекислым газом образуется карбонат магния:

MgO+CO2→MgCO3.

Химические свойства кислотных оксидов

1. Кислотные оксиды могут взаимодействовать с водой, образуя кислоты.

Кислотный оксид + вода → кислота.

Например, при взаимодействии оксида серы(\(VI\)) с водой образуется серная кислота:

SO3+h3O→h3SO4.

 

Обрати внимание!

Оксид кремния SiO2 с водой не реагирует.

 

2. Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду.

Кислотный оксид + основание → соль + вода.

Например, при взаимодействии оксида серы(\(IV\)) с гидроксидом натрия образуются сульфит натрия и вода:

SO2+2NaOH→Na2SO3+h3O.

3. Кислотные оксиды могут реагировать с основными оксидами, образуя соли.

Кислотный оксид + основный оксид → соль.

Например, при взаимодействии оксида углерода(\(IV\)) с оксидом кальция образуется карбонат кальция:

CO2+CaO→CaCO3.

 

Химические свойства амфотерных оксидов

1. Амфотерные оксиды при взаимодействии с кислотой или кислотным оксидом проявляют свойства, характерные для основных оксидов. Так же, как основные оксиды, они взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду.

 

Например, при взаимодействии оксида цинка с соляной кислотой образуется хлорид цинка и вода:

ZnO+2HCl→ZnCl2+h3O.

 

2. Амфотерные оксиды при взаимодействии со щёлочью или с оксидом щелочного или щелочноземельного металла проявляют кислотные свойства. При сплавлении их со щелочами протекает химическая реакция, в результате которой образуются соль и вода.

 

Например, при сплавлении оксида цинка с гидроксидом калия образуется цинкат калия и вода: 

ZnO+2KOH→K2ZnO2+h3O.

 

Если же с гидроксидом калия сплавить оксид алюминия, кроме воды образуется алюминат калия: Al2O3+2KOH→2KAlO2+h3O.

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.

Свойства оксидов, основные оксиды, кислотные оксиды. Получение оксидов. Оксиды азота


Свойства оксидов


Оксиды — это сложные химические вещества, представляющие собой химические соединения простых элементов с кислородом. Они бывают солеобразующими и не образующие соли.
При этом солеобразующие бывают 3-х типов: основными (от слова «основание»), кислотными и амфотерными.

Примером окислов, не образующих соли, могут быть: NO (окись азота) — представляет собой бесцветный газ, без запаха. Он образуется во время грозы в атмосфере. CO (окись углерода) — газ без запаха, образуется при сгорании угля. Его обычно называют угарным газом. Существуют и другие окислы, не образующие соли.
Теперь разберём подробнее каждый вид солеобразующих окислов.


Основные оксиды


Основные оксиды — это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислотными оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным относятся следующие:

K2O (окись калия), CaO (окись кальция), FeO (окись железа 2-валентного).


Рассмотрим химические свойства оксидов на примерах


1. Взаимодействие с водой:

— взаимодействие с водой с образованием основания (или щёлочи)

CaO+H2O→ Ca(OH)2 (известная реакция гашения извести, при этом выделяется большое количества тепла!)

2. Взаимодействие с кислотами:
— взаимодействие с кислотой с образованием соли и воды (раствор соли в воде)

CaO+H2SO4→ CaSO4+ H2O (Кристаллы этого вещества CaSO4 известны всем под названием «гипс»).

3. Взаимодействие с кислотными оксидами: образование соли

CaO+CO2→ CaCO3 (Это вещество известно всем — обычный мел!)


Кислотные оксиды


Кислотные оксиды — это сложные химические вещества, относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии с основаниями или основными оксидами и не взаимодействуют с кислотными оксидами.


Примерами кислотных окислов могут быть:


CO2 (всем известный углекислый газ), P2O5 — оксид фосфора (образуется при сгорании на воздухе белого фосфора), SO3 — триокись серы — это вещество используют для получения серной кислоты.


— химическая реакция с водой


CO2+H2O→ H2CO3 — это вещество — угольная кислота — одна из слабых кислот, её добавляют в газированную воду для «пузырьков» газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, а его излишек выходит в виде пузырьков.


— реакция с щелочами (основаниями):


CO2+2NaOH→ Na2CO3+H2O- образовавшееся вещество (соль) широко используется в хозяйстве. Её название — кальцинированная сода или стиральная сода, — отличное моющее средство для подгоревших кастрюль, жира, пригара. Голыми руками работать не рекомендую!


— реакция с основными оксидами:


CO2+MgO→ MgCO3 — получившая соль — карбонат магния — ещё называется «горькая соль».


Амфотерные оксиды


Амфотерные оксиды — это сложные химические вещества, также относящиеся к окислам, которые образуют соли при химическом взаимодействии и с кислотами (или кислотными оксидами) и основаниями (или основными оксидами). Наиболее частое применение слово «амфотерный» в нашем случае относится к оксидам металлов.


Примером амфотерных оксидов могут быть:


ZnO — окись цинка (белый порошок, часто применяемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al2O3 — окись алюминия (называют еще «глинозёмом»).


Химические свойства амфотерных оксидов уникальны тем, что они могут вступать в химические реакции, соответствующие как основаниями так и с кислотами. Например:


— реакция с кислотным оксидом:


ZnO+H2CO3→ ZnCO3 + H2O — Образовавшееся вещество — раствор соли «карбоната цинка» в воде.


— реакция с основаниями:

ZnO+2NaOH→ Na2ZnO2+H2O — полученное вещество — двойная соль натрия и цинка.


Получение оксидов


Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическим и химическим способами. Самым простым способом является химическое взаимодействие простых элементов с кислородом. Например, результатом процесса горения или одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды.
Например, если раскалённое железный прутик, да и не только железный (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, — вообщем то, что имеется под рукой) поместить в колбу с кислородом, то произойдёт химическая реакция окисления железа, которая сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продуктом реакции будет чёрный порошок оксида железа FeO:

2Fe+O2→ 2FeO

Полностью аналогичны химические реакции с другими металлами и неметаллами.
Цинк сгорает в кислороде с образованием окисла цинка

2Zn+O2→ 2ZnO

Горение угля сопровождается образованием сразу двух окислов: угарного газа и углекислого газа

2C+O2→ 2CO — образование угарного газа.

C+O2→ CO2 — образование углекислого газа. Этот газ образуется если кислорода имеется в более, чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала протекает реакция с образованием угарного газа, а потом угарный газ окисляется, превращаясь в углекислый газ.


Получение оксидов можно осуществить другим способом — путём химической реакции разложения.
Например, для получения окисла железа или окисла алюминия необходимо прокалить на огне соответствующие основания этих металлов:

Fe(OH)2→ FeO+H2O

Твёрдый оксид алюминия — минерал корундОксид железа (III). Поверхность планеты Марс имеет красновато-оранжевый цвет из-за наличия в грунте оксида железа (III).Твёрдый оксид алюминия — корундРастворы оксидов

2Al(OH)3→ Al2O3+3H2O,

а также при разложении отдельных кислот:

H2CO3→ H2O+CO2 — разложение угольной кислоты

H2SO3→ H2O+SO2 — разложение сернистой кислоты

Получение оксидов можно осуществить из солей металлов при сильном нагревании:

CaCO3→ CaO+CO2 — прокаливанием мела получают окись кальция (или негашенную известь) и углекислый газ.

2Cu(NO3)2→ 2CuO + 4NO2 + O2 — в этой реакции разложения получается сразу два окисла: меди CuO (чёрного цвета) и азота NO2 (его ещё называют бурым газом из-за его действительно бурого цвета).

Ещё одним способом, которым можно осуществить получение окислов — это окислительно-восстановительные реакции

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

S + 2H2SO4(конц.)→ 3SO2 + 2H2O

Оксиды хлора

Молекула ClO2Молекула Cl2O7Закись азота N2OАзотистый ангидрид N2O3Азотный ангидрид N2O5Бурый газ NO2

Известны следующие оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7.
Все они, за исключением Cl2O7, имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO2, Cl2O6. Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащие и хлорсодержащие кислоты:


Так, Cl2O — кислотный оксид хлора хлорноватистой кислоты.

Cl2O + H2O→ 2HClO — Хлорноватистая кислота

ClO2кислотный оксид хлора хлорноватистой и хлорноватой кислоты, так как при химической реакции с водой образует сразу две этих кислоты:

ClO2 + H2O→ HClO2 + HClO3

Cl2O6 — тоже кислотный оксид хлора хлорноватой и хлорной кислот:

Cl2O6 + H2O→ HClO3 + HClO4


И, наконец, Cl2O7 — бесцветная жидкость — кислотный оксид хлора хлорной кислоты:

Cl2O7 + H2O→ 2HClO4

Оксиды азота

Азот — газ, который образует 5 различных соединений с кислородом — 5 оксидов азота. А именно:


— N2O — гемиоксид азота. Другое его название известно в медицине под названием веселящий газ или закись азота — это бесцветный сладковатый и приятный на вкус на газ.

— NO — моноксид азота — бесцветный, не имеющий ни запаха ни вкуса газ.

— N2O3азотистый ангидрид — бесцветное кристаллическое вещество

— NO2диоксид азота. Другое его название — бурый газ — газ действительно имеет буро-коричневый цвет

— N2O5азотный ангидрид — синяя жидкость, кипящая при температуре 3,5 0C


Из всех этих перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO — моноксид азота и NO2 — диоксид азота. Моноксид азота (NO) и закись азота N2O не реагируют ни с водой, ни с щелочами. Азотистый ангидрид (N2O3) при реакции с водой образует слабую и неустойчивую азотистую кислоту HNO2, которая на воздухе постепенно переходит в более стойкое химическое вещество азотную кислоту
Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота:

Реакция с водой:

2NO2 + H2O→ HNO3 + HNO2 — образуется сразу 2 кислоты: азотная кислота HNO3 и азотистая кислота.

Реакция с щелочью:

2NO2 + 2NaOH→ NaNO3 + NaNO2 + H2O — образуются две соли: нитрат натрия NaNO3 (или натриевая селитра) и нитрит натрия (соль азотистой кислоты).

Реакция с солями:

2NO2 + Na2CO3→ NaNO3 + NaNO2 + CO2 — образуются образуются две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и выделяется углекислый газ.


Получают диоксид азота (NO2) из моноксида азота (NO) с помощью химической реакции соединения c кислородом:

2NO + O2→ 2NO2

Оксиды железа

Железо образует два оксида: FeO — оксид железа (2-валентный) — порошок чёрного цвета, который получают восстановлением оксида железа (3-валентного) угарным газом по следующей химической реакции:

Fe2O3+CO→ 2FeO+CO2

Этот основной оксид, легко вступающий в реакции с кислотами. Он обладает восстановительными свойствами и быстро окисляется в оксид железа (3-валентный).

4FeO +O2→ 2Fe2O3

Оксид железа (3-валентный) — красно-бурый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (может взаимодействовать и с кислотами и со щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что наиболее часто он его используют, как основной оксид .

Есть ещё так называемы смешанный оксид железа Fe3O4. Он образуется при горении железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным железняком или магнетитом).
Если железо сгорает, то в результате реакции горения образуется окалина, состоящая сразу из двух оксидов: оксида железа (III) и (II) валентные.

Оксид серы

Сернистый газ SO2

Оксид серы SO2 — или сернистый газ относится к кислотным оксидам, но кислоту не образует, хотя отлично растворяется в воде — 40л оксида серы в 1 л воды (для удобства составления химических уравнений такой раствор называют сернистой кислотой).

При нормальных обстоятельствах — это бесцветный газ с резким и удушливым запахом горелой серы. При температуре всего -10 0C его можно перевести в жидкое состояние.

В присутствии катализатора -оксида ванадия (V2O5) оксид серы присоединяет кислород и превращается в триоксид серы

2SO2 +O2→ 2SO3

Растворённый в воде сернистый газ — оксид серы SO2 — очень медленно окисляется, в результате чего сам раствор превращается в серную кислоту

Если сернистый газ пропускать через раствор щелочи, например, гидроксида натрия, то образуется сульфит натрия (или гидросульфит — смотря сколько взять щёлочи и сернистого газа)

NaOH + SO2→ NaHSO3сернистый газ взят в избытке

2NaOH + SO2→ Na2SO3 + H2O

Если сернистый газ не реагирует с водой, то почему его водный раствор даёт кислую реакцию?! Да, не реагирует, но он сам окисляется в воде, присоединяя к себе кислород. И получается, что в воде накапливаются свободные атомы водорода, которые и дают кислую реакцию (можете проверить каким-нибудь индикатором!)

Химические свойства оксидов для ЕГЭ 2021 / Блог / Справочник :: Бингоскул

Классификация оксидов:

1 группа — несолеобразующие N2O, NO, CO, SiO.

2 группа — солеобразующие:

  1. Основные — это такие оксиды, которым соответствуют основания. Оксиды металлов, степень окисления которых +1, +2 : Na2O, CaO, CuO, FeO, CrO. Реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания: 1) щелочные металлы; 2) щелочноземельные металлы; 3) некоторые — CrO, MnO, FeO. Типичные реакции основных оксидов:
    • Основный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
    • Основный оксид + кислотный оксид → соль (реакция соединения)
    • Основный оксид + вода → щелочь (реакция соединения).
  2. Кислотные— это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Оксиды неметаллов. Оксиды металлов, степень окисления которых > +5: SO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7. Реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Типичные реакции кислотных оксидов:
    • Кислотный оксид + основание → соль + вода (реакция обмена).
    • Кислотный оксид + основный оксид → соль (реакция соединения).
    • Кислотный оксид + вода → кислота (реакция соединения)
  3. Амфотерные — это оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Оксиды металлов, степень окисления которых +2, +3, +4: BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, MnO2. Взаимодействуют как с кислотами так и с основаниями. Реагируют с основными и кислотными оксидами. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются. Типичные реакции амфотерных оксидов:
    • Амфотерный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
    • Амфотерный оксид + основание → соль + вода или комплексное соединение.

Оксид углерода 2 и 4

Оксид углерода(II) в химическом отношении – инертное вещество. Не реагирует с водой, однако при нагревании с расплавленными щелочами образует соли муравьиной кислоты: CO + NaOH = HCOONa.

 

Взаимодействие с кислородом

При нагревании в кислороде сгорает красивым синим пламенем: 2СО + О2 = 2СО2.

 

Взаимодействие с водородом: СО + Н2 = С + Н2О.

 

Взаимодействие с другими неметаллами. При облучении и в присутствии катализатора взаимодействует с галогенами: СО + Cl2 = COCl2 (фосген). и серой СО + S = COS (карбонилсульфид).

 

Восстановительные свойства

СО – энергичный восстановитель. Восстанавливает многие металлы из их оксидов:

C+2O + CuO = Сu + C+4O2.

 

Взаимодействие с переходными металлами

С переходными металлами образует карбонилы:

  • Ni + 4CO = Ni(CO)4;
  • Fe + 5CO = Fe(CO)5.

 

Оксид углерода (IV) (углекислый газ, диоксид углерода, двуокись углерода,угольный ангидрид) — CO2, бесцветный газ (в нормальных условиях), без запаха, со слегка кисловатым вкусом. Химически оксид углерода (IV) инертен.

 

Окислительные свойства

С сильными восстановителями при высоких температурах проявляет окислительные свойства. Углем восстанавливается до угарного газа: С + СО2 = 2СО.

Магний, зажженный на воздухе, продолжает гореть и в атмосфере углекислого газа: 2Mg + CO2 = 2MgO + C.

 

Свойства кислотного оксида

Типичный кислотный оксид. Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты:

  • Na2O + CO2 = Na2CO3,
  • 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O,
  • NaOH + CO2 = NaHCO3.

 

Качественна реакция — для обнаружения углекислого газа является помутнение известковой воды:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.

 

В начале реакции образуется белый осадок, который исчезает при длительном пропускании CO2 через известковую воду, т.к. нерастворимый карбонат кальция переходит в растворимый гидрокарбонат: CaCO3 + H2O + CO2 = Сa(HCO3)2.


Изучай химические свойства

Решай с ответами:

Оксиды кислотные — Справочник химика 21





    Оксиды кислотные — оксиды, которым соответствуют кислоты. [c.375]

    Оксиды кислотные, основные и амфотерные 65. [c.187]

    Периодичность изменения химических свойств элементов на примере их бинарных соединений с водородо.м и оксидов. Кислотные, основные и амфотерные свойства. [c.302]

    Основной оксид Кислотный оксид [c.70]

    Оксиды. Группы оксидов кислотные и основные. Номенклатура и химические свойства. [c.91]

    Амфотерный оксид + Кислотный оксид = Соль Например  [c.251]








    Оксиды — соединения элементов с кислородом. Они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяются на оснбвные, кислотные и амфотерные. Оснбвные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотами или кисл/отными оксидами. Кислотные оксиды образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. [c.26]

    Кислотные оксиды Кислотный, Амфотерный Основной (ангидриды кислот) отчасти амфо- оксид оксид [c.456]

    Основный оксид + Кислотный оксид = Соль [c.249]

    Известно, что в каждой паре кислотный оксид/кислотный гидроксид степень окисления кислотообразующего элемента одна и та же. Составьте соответствующие пары из следующих наборов оксидов и гидроксидов  [c.9]

    Основный оксид Амфотерный оксид Кислотный оксид [c.319]

    Оксиды азота 1) и (II) — ЫгО и N0 — являются нейтральными, у других оксидов кислотные свойства усиливаются с возрастанием степени окисления  [c.471]

    Комм. К какому типу оксидов (кислотным, основным или амфотерным) относится оксид ванадия(У) Дайте характеристику его окислительно-восстановительных свойств. При ответе используйте результаты опыта Пз и справочные данные. [c.242]

    Деление оксидов на оснбвные и кислотные базируется на их собственном отношении к кислотам и щелочам, а также на свойствах соответствующих им гидроксидов. Большая группа оксидов по этим признакам относится к амфотер-ным. Элементы, образующие амфотерные оксиды, характеризуются средними значениями ОЭО в пределах 1,4 — 1,8 и степенями окисления (+2) — (+4). Если при степени окисления +2, +3 электроотрицательность менее 1,4, то оксиды (й отвечающие им гидроксиды) обладают оснбвными свойствами. Так, ОЭО [Са(+2)] составляет 1,0, ОЭО лантаноидов [Ьп (+3)] равна 1,2 — 1,3. Если при степени окисления +4 электроотрицательность элемента больше 1,8, оксид обладает кислотными свойствами. Например, ОЭО С(+4), 81(+4), Се(+4) равны соответственно 2,6, 1,9 и 2,0. Если электроотрицательность элемента находится в пределах 1,4 — 1,8 или даже несколько превышает этот интервал, а степень окисления + 1, оксид принадлежит к оснбвным (у Ag ОЭО 1,9). Когда же степени окисления элементов превышают +4 и значения ОЭО высоки, соответствующие оксиды кислотные. [c.267]

    Среди катализаторов имеются металлы, оксиды, кислотные катализаторы, в том числе цеолиты, больше всего Ре-содержащих систем. Предполагают, что кислород в железооксидных системах имеет особые свойства, облегчающие отщепление атомов водорода и образование радикалов СН3. [c.602]

    Свойства стекла зависят от природы и количественного соотношения оксидов. Кислотные оксиды придают стеклу высокую механическую, термическую и химическую стойкость. Оксиды щелочных металлов снижают вязкость расплавленного стекла, механическую и химическую стойкость, твердость наоборот, оксиды щелочноземельных металлов повышают вязкость и химическую стойкость. Наиболее широко применяют стекла, в состав которых входят только оксиды натрия, кальция, магния и кремния. Введение оксида калия вместо оксида натрия, а также оксида свинца вместо оксидов кальция и магния придает стеклу блеск и большую прозрачность, увеличивает коэффициент преломления (хрусталь и оптические стекла). В стекле для химической посуды снижают содержание оксидов щелочных металлов и заменяют частично оксид кремния на оксид бора и оксид алюминия, что повышает химическую и термическую стойкость. [c.108]

    Оксиды — соединения элементов с кислородом. Они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основные оксиды образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Кислотные оксиды образуют соль при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Амфотерные оксиды образуют соли при взаимодействии как с кислотами или кислотными оксидами, так и с основаниями или основными оксидами. [c.23]

    Большинство оксидов являются основными, так как их гидроксиды ведут себя как основания. Однако некоторые оксиды (кислотные) образуют соли только в реакциях со щелочами или [c.54]

    Как видно из табл. 25, низшие оксиды марганца тугоплавки и нелетучи, тогда как его высшие оксиды, наоборот, легкоплавки и летучи. Это указывает на ионный характер низших и ковалентный характер высших оксидов марганца. Наиболее устойчивым из оксидов марганца является диоксид. Низшие оксиды марганца обладают восстановительными, а высшие — окислительными свойствами, В соответствии с этим низшие оксиды марганца имеют основный характер, диоксид—амфотерный, а высшие оксиды — кислотный характер. Что касается оксидов рения, то низшие из них изучены enie недостаточно в связи с их неустойчивостью высшие же оксиды рения легкоплавки и летучи, что свидетельствует об их ковалентной природе, обладают кислотным характером и окислительными свойствами, однако последние выражены у них слабее, чем у соответствуюишх оксидов марганца. [c.292]

    При разложении проб растворы гидроксидов, карбонатов щелочных металлов или аммиака применяют значительно реже, чем кислоты. Эти соединения используют для перевода в раствор анионов при этом многае неорганические катионы и органические соединения, входящие в состав образца, остаются в осадке. Гидрокснд натрия (или калия) растворяет некоторые металлы (алюминий) и оксиды кислотного характера (WOз, М0О3, [c.73]

    В подгруппу входят три элемента V, КЬ и Та. Электронная структура (п — 1) Высшая и наиболее характерная степень окисления +5, но бывают и промежуточные +2, +3, +4. Высшие оксиды кислотного типа, но по мере снижения степени окисления возрастают основные свойства УО — основный оксид, легко растворимый в кислотах, УгОз — амфотерный оксид, мало растворимый в кислотах, УгО, — также амфотерный оксид, а У2О5 — ангидрид типичной кислоты НУО3. [c.181]








    Са(0Н)2 + СОг = СаСОз + HjO Основный оксид + Кислотный оксид — Соль (4) [c.179]

    В XVUI в. были предприняты неоднократные попытки усовершенствовать химические символы. Но до начала 1780-х годов ученые не пытались найти принцип построения формул соединений, отражающих их качественный и количественный состав. И вот в 1782 г. французский химик Л. Гитон де Морво (1737—1816) создал номенклатуру на основе флогистонной теории. Но это был уже вчерашний день науки, так как в это время А. Лавуазье обосновал кислородную теорию горения. Крупнейшие ученые того времени К. Бертолле, А. де Фуркруа (1755— 1809), а затем и Гитон де Морво в 80-е годы стали соратниками Лавуазье и в 1786—1787 гг. разработали новую систему химической номенклатуры — Опыт химической номенклатуры , опубликованную в 1787 г. В этой работе авторы предлагали соединения кислорода с другими элементами называть оксидами , соли — по их кислотам (так, соли серной кислоты именовались сульфаты , азотной — нитраты ). Оксиды кислотные ( кислоты ,по определению авторов номенклатуры) назывались по радикалу с окончанием ная (по мнению Лавуазье кислоты состоят из кислорода, дающего кислотность, и радикала — серы, азота, фосфора и т. д.) серная, азотная, фосфорная. Если один и тот же радикал образует несколько кислот , то изменялось окончание у менее насыщенной кислородом — истая , у более насыщенной — ная . Например, сернистая и серная. [c.90]

    По химическим свойствам зола и шлак разделяются на кислые, основные и нейтральные в зависимости от соотношения оксидов кисльк — SiO , TiO , Р О основных СаО, MgO, FeO, К О и амфотерных. К кислым относятся зола и шлак, у которых отношение содержания кислых оксидов к суммарному содержанию основных и амфотерных оксидов (кислотность) больше единищ>1. Если отношение содержания основных оксидов к сумме кислых и амфотерных (основность) больше единищ.1, то зола и шлак называются основными, в других случаях — нейтральными. [c.124]

    В [259] показано, что введение в ПВХ оксидов металлов [10-50%(масс.)] различной природы (переходных и непереходных, кислотных и основных) значительно изменяет количество и соотношение ароматических продуктов разложения полимера, но их качественный состав остается постоянным. В присутствии оксидов кислотного характера (TIO2, М0О3, Ре20з) возрастает количество выделяющихся при пиролизе алифатических и аро- [c.150]

    Амфотерный оксид, кислотные и основные свойства равновы-раженны. Белый, имеет ионное строение (А1 +)2(0 )з. Тугоплавкий, термически устойчивый. Аморфный гигроскопичен и химически активен, кристаллический химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Переводится в раствор концентрированными кислотами и щелочами, реагирует со щелочами и карбонатом натрия при сплавлении. Применяется как сырье в производстве алюминия, для изготовления огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, особо чистый AI2O3 — для изготовления рубиновых лазеров. [c.138]

    Применение в неорганическом анализе. Оксиды кислотного характера, например WO3, МоОо, GeOj, VjOj, растворяют в растворе гидроксида натрия или калия, М0О3 и WO3 — в концентрированном растворе аммиака. Некоторые вольфраматы разлагаются концентрированным раствором гидроксида натрия, что использовано при переработке низкосортных вольфрамовых руд [4.512] и фосфата циркония [4.513.]. [c.111]

    Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов элементов 1Б-группы подчиняется общему правилу с ростом степени окисления кислотный характер возрастает, а при движении по группе сверху вниз уменьшается. Так, кислотный характер амфотерных СигО и Ag20 у первого оксида выражен очень слабо, а у второго — практически не проявляется, поэтому их часто относят к основным оксидам. Кислотный характер у СиО и Си (ОН) 2 уже вполне отчетлив, хотя и не превалирует над основным в оксиде золота (III) Аы20з и гидроксиде АиО(ОН) кислотные свойства выражены наиболее отчетливо, последнее соединение носит даже название золотой кислоты за ее способность образовывать комплексные анионы — гидроксоаураты (III) [Аи(0Н)4Г- [c.394]


Химические свойства кислотных оксидов | CHEMEGE.RU

Классификация оксидов, способы получения оксидов.

 

1. Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами и основаниями с образованием солей.

При этом действует правило — хотя бы одному из оксидов должен соответствовать сильный гидроксид (кислота или щелочь). 

Кислотные оксиды сильных и растворимых кислот взаимодействуют с любыми основными оксидами и основаниями:

SO3 + CuO = CuSO4

SO3 + Cu(OH)2 = CuSO4 + H2O

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

SO3 + Na2O = Na2SO4

Кислотные оксиды нерастворимых в воде и неустойчивых или летучих кислот взаимодействуют только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами. При этом возможно образование кислых и основных солей, в зависимости от соотношения и состава реагентов.

Например, оксид натрия взаимодействует с оксидом углерода (IV), а оксид меди (II), которому соответствует нерастворимое основание Cu(OH)2 — практически не взаимодействует с оксидом углерода (IV):

Na2O + CO2 = Na2CO3

CuO + CO2 ≠

2.  Кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием кислот.

Исключение — оксид кремния, которому соответствует нерастворимая кремниевая кислота. Оксиды, которым соответствуют неустойчивые кислоты, как правило, реагируют с водой обратимо и в очень малой степени.

SO3 + H2O = H2SO4

3. Кислотные оксиды взаимодействуют с амфотерными оксидами и гидроксидами с образованием соли или соли и воды.

Обратите внимание — с амфотерными оксидами и гидроксидами взаимодействуют, как правило, только оксиды сильных или средних кислот!

Например, ангидрид серной кислоты (оксид серы (VI)) взаимодействует с оксидом алюминия и гидроксидом алюминия с образованием соли — сульфата алюминия:

3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3

3SO3 + 2Al(OH)3 = Al2(SO4)3 + 3H2O

А вот оксид углерода (IV), которому соответствует слабая угольная кислота, с оксидом алюминия и гидроксидом алюминия уже не взаимодействует:

CO2 + Al2O3  ≠

CO2 + Al(OH)3 ≠

(не забудьте повторить классификацию кислот).

4. Кислотные оксиды взаимодействуют с солями летучих кислот.

При этом действует правило: в расплаве менее летучие кислоты и их оксиды вытесняют более летучие кислоты и их оксиды из их солей.

Например, твердый оксид кремния SiO2 вытеснит более летучий углекислый газ из карбоната кальция при сплавлении:

CaCO+ SiO2 = CaSiO3 + CO2

5. Кислотные оксиды способны проявлять окислительные свойства.

Как правило, оксиды элементов в высшей степени окисления — типичные окислители (SO3, N2O5, CrO3 и др.). Сильные окислительные свойства проявляют и некоторые элементы с промежуточной степенью окисления (NO2 и др.).

6. Восстановительные свойства.

Восстановительные свойства, как правило, проявляют оксиды элементов в промежуточной степени окисления (CO, NO, SO2 и др.).  При этом они окисляются до высшей или ближайшей устойчивой степени окисления.

Например, оксид серы (IV) окисляется кислородом до оксида серы (VI):

2SO2 + O2 = 2SO3

Урок 15. свойства оксидов неметаллов. свойства серной и азотной кислот. водородные соединения неметаллов — Химия — 11 класс

Химия, 11 класс

Урок № 15. Свойства оксидов неметаллов. Свойства серной и азотной кислот. Водородные соединения неметаллов

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: урок посвящён изучению соединений неметаллов: оксидам неметаллов, кислородсодержащим кислотам и водородным соединениям неметаллов.

Глоссарий

Азотная кислота – HNO3 — представляет собой бесцветную «дымящуюся» на воздухе жидкость. Приобретает на воздухе желтоватый цвет из-за разложения на двуокись азота.

Аммиак – NH3 – бинарное химическое соединение азота с водородом, бесцветный токсичный газ с резким характерным запахом, 10%-ный раствор аммиака используют в медицине, называют нашатырным спиртом.

Высшие оксиды – оксиды, в которых элементы проявляют свою наибольшую валентность

Метан – CH4 — бинарное химическое соединение водорода и углерода. Бесцветный газ без запаха, основной компонент природного газа.

Серная кислота – H2SO4 – сильная двухосновная кислота. При обычных условиях концентрированная серная кислота — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха. В технике серной кислотой называют её смеси как с водой, так и с серным ангидридом SO3. Если молярное отношение SO3 : H2O < 1, то это водный раствор серной кислоты, если > 1 — раствор SO3 в серной кислоте (олеум). Мировое производство серной кислоты около 200 млн тонн в год. Самый крупный потребитель серной кислоты — производство минеральных удобрений.

Сернистый газ – SO2 – оксид серы IV. В нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом (запах загорающейся спички). Токсичен. Один из основных компонентов вулканических газов.

Серный газ – SO3 – оксид серы VI. В обычных условиях легколетучая бесцветная жидкость с удушающим запахом. Весьма токсичен. При температурах ниже 16,9 °C застывает с образованием смеси различных кристаллических модификаций твёрдого SO3.

Сероводород – SH2 – бинарное химическое соединение водорода и серы. Бесцветный газ со сладковатым вкусом, обеспечивающий запах протухших куриных яиц.

Силан – SiH4 — бинарное химическое соединение водорода и кремния. Бесцветный газ с неприятным запахом.

Угарный газ – CO – монооксид углерода, оксид углерода II, бесцветный чрезвычайно токсичный газ без вкуса и запаха. Горюч. Так называемый «запах угарного газа» на самом деле представляет собой запах органических примесей. Токсическое действие оксида углерода(II) обусловлено образованием карбоксигемоглобина — значительно более прочного карбонильного комплекса с гемоглобином, по сравнению с комплексом гемоглобина с кислородом.

Углекислый газ – CO2 – диоксид углерода, оксид углерода IV, бесцветный газ, почти без запаха, но в больших концентрациях приобретает кисловатый запах, знакомый нам по газировке. Является одним из парниковых газов.

Фосфин – PH3 — бинарное химическое соединение водорода и фосфора. Бесцветный ядовитый газ без запаха, однако примеси могут дать ему запах тухлой рыбы.

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тестов по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

  • Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО ИЗУЧЕНИЯ

Соединения неметаллов с кислородом и водородом

Неметаллы (углерод, кислород, азот, сера, галогены) могут образовывать соединения как с кислородом (оксиды), так и с водородом. Водородные соединения являются газами или жидкостями, например, вода, аммиак, сероводород, соляная кислота. Оксиды могут быть газами (углекислый или сернистый газ), жидкостями (оксид хлора(VI) и (VIII)) или твёрдыми телами (оксид фосфора(V)).

Оксиды неметаллов

Типичными примерами оксидов неметаллов являются:

Сернистый газ (SO2), серный газ (SO3), угарный газ (CO), углекислый газ (CO2), оксид фосфора V (P2O5), оксид азота I (NO), оксид азота II (NO2).

Оксиды неметаллов подразделяют на две группы – несолеобразующие (SiO, N2O, NO, CO, S2O, H2O) и солеобразующие (остальные).

Несолеобразующих оксидов немного, их обыкновенно образуют одновалентные и двухвалентные неметаллы.

Солеобразующие оксиды неметаллов при взаимодействии с водой дают соответствующую им кислоту. Исключение составляет оксид кремния IV, который нерастворим в воде. Соответствующую ему кремниевую кислоту получают косвенным путём — взаимодействием растворимых силикатов щелочных металлов с кислотами.

Высшие оксиды – это оксиды, в которых неметалл проявляет степень окисления, равную номеру группы.

Кислотные свойства оксидов. В пределах одного периода с увеличением номера группы наблюдается увеличение кислотных свойств высших оксидов и соответствующих им кислот. Например, для неметаллов третьего периода, кремниевая кислота является слабой, а хлорная кислота является одной из самых сильных.

Такая закономерность вытекает из периодического закона Менделеева. В периоде радиус атома неметалла уменьшается с увеличением номера группы, а заряд неметалла при этом увеличивается. Поэтому при движении по периоду слева направо связь между неметаллом и кислородом упрочняется, а связь неметалл-водород ослабевает, что даёт увеличение диссоциации кислоты.

В пределах одной главной подгруппы происходит ослабление кислотных свойств оксидов и кислот с увеличением номера периода.

Соединения неметаллов с водородом

Кроме соединений с кислородом, неметаллы образуют соединения с водородом. Например, метан (CH4), аммиак (NH3), вода (H2O), плавиковая кислота (HF), соляная кислота (HCl). Эти соединения представляют собой газы или жидкости.

В периодах слева направо кислотные свойства водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливаются. Это связано с тем, что в этом направлении у атомов элементов увеличивается заряд ядра и уменьшается радиус.

В группах сверху вниз, по мере увеличения атомного радиуса, отрицательно заряженные анионы неметаллов всё слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода. Таким образом, отщепление ионов водорода происходит проще и кислотность увеличивается.

Кислородосодержащие кислоты

Некоторые из рассматриваемых соединений при взаимодействии с водой образуют кислородосодержащие кислоты, такие как серная, азотная, фосфорная кислоты.

Азотная кислота также относится к кислородосодержащим кислотам, но не образуется при растворении соответствующих оксидов в воде. Для синтеза этой кислоты требуется более сложный процесс: смесь оксидов азота реагируют с водой с поглощением кислорода.

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЙ ЗАДАЧ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

  1. Решение задачи на определение участников реакции.

Условие задания:

Оксид с формулой XO2 прореагировал с 14 г CaO (оксид неметалла был взят в избытке), при этом образовалось 30 г соли CaXO3.

1) Укажите порядковый номер элемента X.

2) Какая масса (в граммах) оксида неметалла прореагировала?

3) Укажите степень окисления неметалла в оксиде XO2 (без знака)

4) Укажите максимальную степень окисления элемента X (без знака)

Шаг первый:

Составим уравнение реакции оксида неметалла с основным оксидом:

XO2 + CaO → CaXO3

Стехиометрическое соотношение CaO к CaXO3 – 1:1

Шаг второй:

Определим количество вещества CaO: M(CaO) = 56 г/моль. Количество вещества n = m/M. n(CaO) = 14/56 = 0,25 моль.

Шаг третий

Определим молярную массу элемента X. Поскольку стехиометрическое соотношение CaO к CaXO3 – 1:1, то n(CaXO3) = 0,25 моль. Определим молярную массу соединения CaXO3. M = m/n. M(CaXO3) = 30/0,25 = 120 г/моль. Молярная масса CaXO3 слладывается из атомарных масс образующих соединение элементов. Получаем уравнение:

M(Ca) + M(X) + 3*M(O) = 120

40 + M(X) + 48 = 120

M(X) = 32 г/моль

Шаг четвёртый

Определяем элемент X. Находим в таблице Менделеева элемент с молярной массой 32 г/моль. Это сера, элемент с порядковым номером 16.

Шаг пятый

Определяем массу прореагировавшего XO2. Исходя из материального баланса:

m(XO2) + m(CaO) = m(CaXO3)

m(CaO) и m(CaXO3) известны из условия задачи. Определяем m(XO2).

m(XO2) = 30 – 14 = 16 г.

Шаг шестой

Определеяем степень окисления неметалла в оксиде XO2 (без знака). Степень окисления кислорода в оксидах = -2. Значит, степень окисления X = +4. Без знака: 4.

Шаг седьмой

Определяем максимальную степень окисления элемента X (без знака). Мы определили, что элемент X – это сера. Максимальную степень окисления элементы проявляют в высших оксидах. Высший оксид для серы это SO3. Степень окисления серы в нём = +6. Без знака: 6.

Ответ:

Порядковый номер элемента X – 16. Это сера.

m(XO2) = 16 г. Степень окисления неметалла в оксиде XO2 (без знака): 4. Максимальную степень окисления элемента X (без знака): 6.

  1. Решение задачи на установление соответствия между оксидами неметаллов и соответствующим им кислотам.

Условие задания:

Соедините между собой оксиды неметаллов и кислородсодержащие кислоты, соответствующие им.

Шаг первый:

Определим среди предложенных соединений оксиды неметаллов. Это Cl2O, SO2, SO3, CO2. Остальные соединения не являются оксидами.

Шаг второй:

Определим соответствующие им кислоты. Такие кислоты получаются при взаимодействии оксидов с водой:

Cl2O + H2O → 2 HClO

SO2 + H2O → H2SO3

SO3 + H2O → H2SO3

CO2 + H2O → H2CO3

Шаг четвёртый:

Соединяем между собой оксиды неметаллов и кислородсодержащие кислоты, соответствующие им.

Ответ:

Кислотно-основное поведение оксидов

На этой странице обсуждаются реакции оксидов элементов периода 3 (натрия в хлор) с водой, а также с кислотами или основаниями, где это необходимо (как и раньше, аргон опускается, потому что он не образует окись).

Краткое описание тенденции

Оксиды: Представляющие интерес оксиды приведены ниже:

Na 2 O MgO Al 2 O 3 SiO 2 П 4 О 10 СО 3 Класс 2 O 7
П 4 О 6 СО 2 класс 2 O

Тенденцию кислотно-щелочного поведения можно резюмировать следующим образом:

Кислотность увеличивается слева направо, от сильно основных оксидов слева до сильнокислых справа, с амфотерным оксидом (оксидом алюминия) в середине.Амфотерный оксид — это оксид, который проявляет как кислотные, так и основные свойства.

Эта тенденция применима только к самым высоким оксидам отдельных элементов (см. Верхнюю строку таблицы) с наивысшими степенями окисления для этих элементов. Для других оксидов картина менее ясна. Кислотность неметаллических оксидов определяется в терминах кислотных растворов, образующихся в реакциях с водой — например, триоксид серы реагирует с водой с образованием серной кислоты. Однако все они будут реагировать с основаниями, такими как гидроксид натрия, с образованием солей, таких как сульфат натрия, как подробно описано ниже.

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 объединению с ионами водорода.

Реакция с водой : Оксид натрия экзотермически реагирует с холодной водой с образованием раствора гидроксида натрия. Концентрированный раствор оксида натрия в воде будет иметь pH 14.

\ [Na_2O + H_2O \ стрелка вправо 2NaOH \]

Реакция с кислотами: Оксид натрия, как сильное основание, также реагирует с кислотами.Например, он реагирует с разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида натрия.

\ [Na_2O + 2HCl \ стрелка вправо 2NaCl + H_2O \]

Оксид магния

Оксид магния — еще один простой основной оксид, который также содержит ионы оксида. Однако он не такой сильно основной, как оксид натрия, потому что ионы оксида не так слабо связаны. В оксиде натрия твердое вещество удерживается вместе за счет притяжения между ионами 1+ и 2-. В оксиде магния притяжение составляет от 2+ до 2- ионов.Из-за более высокого заряда металла требуется больше энергии, чтобы разорвать эту ассоциацию. Даже с учетом других факторов (таких как энергия, выделяемая при ионно-дипольном взаимодействии между катионами и водой), общий эффект заключается в том, что реакции с участием оксида магния всегда будут менее экзотермическими, чем реакции оксида натрия.

Реакция с водой: На первый взгляд кажется, что порошок оксида магния не реагирует с водой. Однако pH полученного раствора составляет около 9, что указывает на образование гидроксид-ионов.Фактически, в реакции образуется некоторое количество гидроксида магния, но, поскольку этот компонент почти нерастворим, фактически растворяется небольшое количество гидроксид-ионов. Реакция показана ниже:

\ [MgO + H_2O \ стрелка вправо Mg (OH) _2 \]

Реакция с кислотами: Оксид магния реагирует с кислотами, как и предполагалось для простого оксида металла. Например, он реагирует с теплой разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида магния.

\ [MgO + 2HCl \ стрелка вправо MgCl_2 + H_2O \]

Оксид алюминия

Описание свойств оксида алюминия может сбивать с толку, поскольку он существует в нескольких различных формах.Одна из этих форм очень инертна (химически известна как альфа-Al 2 O 3 ) и производится при высоких температурах. Следующие ниже реакции касаются более реакционноспособных форм молекулы. Оксид алюминия амфотерный. Он вступает в реакцию как с основанием, так и с кислотой.

Реакция с водой: Оксид алюминия не растворяется в воде и не реагирует подобно оксиду натрия и оксиду магния. Ионы оксида слишком прочно удерживаются в твердой решетке, чтобы реагировать с водой.

Реакция с кислотами: Оксид алюминия содержит ионы оксида и поэтому реагирует с кислотами так же, как оксиды натрия или магния. Оксид алюминия реагирует с горячей разбавленной соляной кислотой с образованием раствора хлорида алюминия.

\ [Al_2O_3 + 6HCl \ стрелка вправо 2AlCl_3 + 3H_2O \]

Эта и другие реакции демонстрируют амфотерную природу оксида алюминия.

Реакция с основаниями: Оксид алюминия также проявляет кислотные свойства, как показано в его реакциях с основаниями, такими как гидроксид натрия.Существуют различные алюминаты (соединения, в которых алюминий является компонентом отрицательного иона), что возможно, потому что алюминий может образовывать ковалентные связи с кислородом. Это возможно, потому что разница электроотрицательностей между алюминием и кислородом мала, в отличие от разницы между натрием и кислородом, например (электроотрицательность увеличивается за период)

Оксид алюминия реагирует с горячим концентрированным раствором гидроксида натрия с образованием бесцветного раствора тетрагидроксоалюмината натрия:

\ [Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \ стрелка вправо 2NaAl (OH) _4 \]

Диоксид кремния (оксид кремния (IV))

Кремний слишком похож по электроотрицательности на кислород, чтобы образовывать ионные связи.Следовательно, поскольку диоксид кремния не содержит оксидных ионов, он не имеет основных свойств. На самом деле он очень слабокислый, реагирует с сильными основаниями.

Реакция с водой: Диоксид кремния не реагирует с водой из-за термодинамических трудностей разрушения его ковалентной сетевой структуры.

Реакция с основаниями : Диоксид кремния реагирует с горячим концентрированным раствором гидроксида натрия, образуя бесцветный раствор силиката натрия:

\ [SiO_2 + 2NaOH \ стрелка вправо Na_2SiO_3 + h3O \]

В другом примере реакции кислого диоксида кремния с основанием, извлечения железа в доменной печи, оксид кальция из известняка реагирует с диоксидом кремния с образованием жидкого шлака, силиката кальция:

\ [SiO_2 + CaO \ стрелка вправо CaSiO_3 \]

Оксиды фосфора

Здесь рассматриваются 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:

\ [P_4O_6 + 6H_2O \ rightarrow 4H_3PO_3 \]

Структура полностью протонированной кислоты показана ниже:

Протоны остаются связанными до тех пор, пока не будет добавлена ​​вода; даже в этом случае, поскольку фосфорная кислота является слабой кислотой, некоторые молекулы кислоты депротонируются.Фосфорная кислота имеет pK a , равное 2,00, что является более кислым, чем обычные органические кислоты, такие как этановая кислота (pK a = 4,76).

Маловероятно, что оксид фосфора (III) непосредственно взаимодействует с основанием. В фосфористой кислоте два атома водорода в группах -ОН являются кислотными, а третий атом водорода — нет. Следовательно, есть две возможные реакции с основанием, таким как гидроксид натрия, в зависимости от количества добавленного основания:

\ [NaOH + H_3PO_3 \ rightarrow NaH_2PO_3 + H_2O \]

\ [2NaOH + H_3PO_3 \ rightarrow Na_2HPO_3 + 2H_2O \]

В первой реакции только один из протонов реагирует с гидроксид-ионами основания.Во втором случае (используя вдвое больше гидроксида натрия) реагируют оба протона.

Если вместо этого оксид фосфора (III) вводить в реакцию непосредственно с раствором гидроксида натрия, возможны те же соли:

\ [4NaOH + P_4O_6 + 2H_2O \ стрелка вправо 4NaH_2PO_3 \]

\ [9NaOH + P_4O_6 \ стрелка вправо 4Na_2HPO_3 + 2H_2O \]

Оксид фосфора (V): Оксид фосфора (V) бурно реагирует с водой с образованием раствора, содержащего смесь кислот, природа которой зависит от условий реакции.Обычно рассматривается только одна кислота, фосфорная (V) кислота, H 3 PO 4 (также известная как фосфорная кислота или ортофосфорная кислота).

\ [P_4O_ {10} + 6H_2O \ rightarrow 4H_3PO_4 \]

На этот раз полностью протонированная кислота имеет следующую структуру:

Фосфорная (V) кислота — еще одна слабая кислота с pK a , равным 2,15, что незначительно слабее, чем фосфористая кислота. Растворы каждой из этих кислот с концентрацией около 1 моль дм -3 имеют pH около 1.

Оксид фосфорной кислоты (V) также вряд ли будет напрямую реагировать с основанием, но гипотетические реакции рассматриваются. В кислотной форме молекула имеет три кислотные -ОН группы, которые могут вызывать трехстадийную реакцию с гидроксидом натрия:

\ [NaOH + H_3PO_4 \ rightarrow NaH_2PO_4 + H_2O \]

\ [2NaOH + H_3PO_4 \ rightarrow Na_2HPO_4 + 2H_2O \]

\ [3NaOH + H_3PO_4 \ rightarrow Na_3PO_4 + 3H_2O \]

Подобно оксиду фосфора (III), если оксид фосфора (V) взаимодействует непосредственно с раствором гидроксида натрия, образуется такая же возможная соль, как на третьей стадии (и только эта соль):

\ [12NaOH + P_4O_ {10} \ rightarrow 4Na_3PO_4 + 6H_2O \]

Оксиды серы

Рассматриваются два оксида: диоксид серы SO 2 и триоксид серы SO 3 .

Диоксид серы: Диоксид серы хорошо растворяется в воде, реагируя с образованием раствора сернистой кислоты (также известной как серная (IV) кислота), H 2 SO 3 , как показано в реакции ниже. Этот вид существует только в растворе, и при любой попытке его изолировать выделяется диоксид серы.

\ [SO_2 + H_2O \ стрелка вправо H_2SO_3 \]

Протонированная кислота имеет следующую структуру:

Сернистая кислота также является относительно слабой кислотой с pK и около 1.8, но немного сильнее, чем две указанные выше фосфорсодержащие кислоты. Достаточно концентрированный раствор сернистой кислоты имеет pH около 1.

.

Диоксид серы также напрямую реагирует с основаниями, такими как раствор гидроксида натрия. Барботирование диоксида серы через раствор гидроксида натрия сначала образует раствор сульфита натрия, а затем раствор гидросульфита натрия, если диоксид серы находится в избытке.

\ [SO_2 + 2NaOH \ стрелка вправо Na_2SO_3 + H_2O \]

\ [Na_2SO_3 + H_2O \ rightarrow 2NaHSO_3 \]

Другая важная реакция диоксида серы — с основным оксидом кальция с образованием сульфита кальция (также известного как сульфат кальция (IV)).Это один из важных методов удаления диоксида серы из дымовых газов на электростанциях.

\ [CaO + SO_2 \ стрелка вправо CaSO_3 \]

Триоксид серы: Триоксид серы бурно реагирует с водой с образованием тумана из капель концентрированной серной кислоты.

\ [SO_3 + H_2O \ rightarrow H_2SO_4 \]

Чистая, полностью протонированная серная кислота имеет структуру:

Серная кислота — сильная кислота, и растворы обычно имеют pH около 0.{2-} (водн.) \]

Это полезно, если вы понимаете причину, по которой серная кислота является более сильной кислотой, чем серная кислота. Вы можете применить те же рассуждения к другим кислотам, которые вы найдете на этой странице.

Серная кислота сильнее серной кислоты, потому что, когда ион водорода теряется из одной из групп -ОН серной кислоты, отрицательный заряд, оставшийся на кислороде, распространяется (делокализуется) по иону за счет взаимодействия с кислородом с двойной связью атомы. Отсюда следует, что большее количество атомов кислорода с двойной связью в ионе делает возможной большую делокализацию; большая делокализация приводит к большей стабильности, что снижает вероятность рекомбинации иона с ионом водорода и его превращения в неионизированную кислоту.

Серная кислота имеет только один кислород с двойной связью, тогда как серная кислота имеет два; дополнительная двойная связь обеспечивает гораздо более эффективную делокализацию, гораздо более стабильный ион и более сильную кислоту. Серная кислота проявляет все реакции, характерные для сильной кислоты. Например, при реакции с гидроксидом натрия образуется сульфат натрия; в этой реакции оба кислых протона реагируют с гидроксид-ионами, как показано:

\ [2NaOH + H_2SO_4 \ стрелка вправо Na_2SO_4 + 2H_2O \]

В принципе, гидросульфат натрия можно получить, используя вдвое меньше гидроксида натрия; в этом случае удаляется только один из кислых атомов водорода.

Сам по себе триоксид серы также напрямую реагирует с основаниями, такими как оксид кальция, с образованием сульфата кальция:

\ [CaO + SO_3 \ стрелка вправо CaSO_4 \]

Эта реакция аналогична описанной выше реакции с диоксидом серы.

Оксиды хлора

Хлор образует несколько оксидов, но здесь рассматриваются только два (оксид хлора (VII), Cl 2 O 7 и оксид хлора (I), Cl 2 O). Оксид хлора (VII) также известен как гептоксид дихлора, а оксид хлора (I) — как монооксид дихлора.

Оксид хлора (VII): Оксид хлора (VII) является высшим оксидом хлора — атом хлора 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, давая очень сильную кислоту, хлорную (VII) кислоту, также известную как хлорная кислота.

\ [Cl_2O_7 + H_2O \ стрелка вправо 2HClO_4 \]

Как и в серной кислоте, pH типичных растворов хлорной кислоты составляет около 0.Нейтральная хлорная (VII) кислота имеет следующую структуру:

Когда ион хлората (VII) (перхлорат-ион) образуется в результате потери протона (например, в реакции с водой), заряд делокализован по каждому атому кислорода в ионе. Это делает ион очень стабильным, а хлорную (VII) кислоту очень сильной.

Хлорная (VII) кислота реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (VII):

\ [NaOH + HClO_4 \ стрелка вправо NaClO_4 + h3O \]

Сам оксид хлора (VII) также непосредственно реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием того же продукта:

\ [2NaOH + Cl_2O_7 \ стрелка вправо 2NaClO_4 + H_2O \]

Оксид хлора (I): Оксид хлора (I) намного менее кислый, чем оксид хлора (VII).- \) также известна как хлорноватистая кислота.

\ [Cl_2O + H_2O \ rightleftharpoons 2HOCl \]

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. Следовательно, образовавшийся отрицательный ион не очень стабилен и легко восстанавливает свой протон, чтобы превратиться в кислоту. Хлорная (I) кислота очень слабая (pK a = 7,43) и реагирует с раствором гидроксида натрия с образованием раствора хлората натрия (I) (гипохлорита натрия):

\ [NaOH + HOCl \ rightarrow NaOCl + H_2O \]

Оксид хлора (I) также напрямую реагирует с гидроксидом натрия с образованием того же продукта:

\ [2NaOH + Cl_2O \ стрелка вправо 2NaOCl + H_2O \]

Неорганическая химия — Что такое «кислый» оксид?

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

Сеть обмена стеков

Сеть Stack Exchange состоит из 177 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

  1. 0

  2. +0

  3. Авторизоваться
    Зарегистрироваться

Chemistry Stack Exchange — это сайт вопросов и ответов для ученых, преподавателей, преподавателей и студентов, изучающих химию.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

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

3,1559 золотых знаков3030 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 в ​​отношении файлов cookie.

Принимать все файлы cookie

Настроить параметры

Неорганическая химия — Почему Cr2O3 амфотерный, а CrO — нет?

Основной оксид — это оксид, который растворяется в воде с образованием растворимого гидроксида.По этой причине основные оксиды хорошо растворимы. Кислотные оксиды — это оксиды, которые растворяются в воде с образованием сильных кислот. Обычно ковалентные оксиды образуют кислые оксиды, поскольку элемент, с которым связан кислород, является электроотрицательным. По мере увеличения заряда электроотрицательность увеличивается, и, таким образом, оксид становится кислым. Это также относится к элементам, имеющим несколько оксидов. Поскольку окисления нет. увеличивается, увеличивается заряд и, таким образом, оксиды становятся кислыми. Эта ссылка содержит полезную информацию по этой теме:

Поскольку кислотность катиона быстро растет с ростом заряда, d-блок
элементы с широким диапазоном степеней окисления могут иметь
один или несколько оксидов, которые проявляют только основные свойства, и один или несколько
оксиды, проявляющие только кислотные свойства.{-}}) $.

Итак, эмпирическое правило заключается в том, что по мере увеличения степени окисления заряд металла увеличивается, кислотный характер увеличивается. Также основной оксид растворим в воде, кислотный оксид не растворяется в воде. Это может быть использовано для различения кислотного и основного оксида.

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 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, округ Колумбия, Хит и Ко, 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.

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.

Кислый оксид — точка задания

Оксид — это бинарное соединение, которое мы получаем при реакции кислорода с другими элементами. Кислый оксид — это оксид, который реагирует с водой с образованием кислоты или с основанием с образованием соли.Он реагирует с водой и производит кислоту. Это оксиды либо неметаллов, либо металлов в высоких степенях окисления. Обычно это оксид неметаллов. Их химию можно систематически понять, взяв оксокислоту и удалив из нее воду до тех пор, пока не останется только оксид. Неметаллы реагируют с кислородом с образованием кислотных соединений оксидов, которые удерживаются вместе ковалентными связями. Образующийся оксид относится к этой группе веществ. Эти соединения также можно назвать ангидридами кислот. Например, сернистая кислота (SO 2 ), серная кислота (SO 3 ) и угольная кислота (CO 2 ) являются кислыми оксидами.Ангидриды кислот обычно имеют низкие температуры плавления и кипения, за исключением таких соединений, как B 2 O 3 и SiO 2 , которые имеют высокие температуры плавления и образуют гигантские молекулы. Неорганический ангидрид (несколько архаичный термин) представляет собой ангидрид кислоты без органической части.

Диоксид серы реагирует с водой с образованием серной кислоты.

Кислотные оксиды не относятся к кислотам Бренстеда – Лоури, потому что они не отдают протоны; однако они являются кислотами Аррениуса, поскольку 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. Борная и угольная кислоты являются слабыми, в то время как оксиды азота, серы и галогениды образуют очень сильные азотную, серную и хлорную кислоты.Оксиды натрия и магния щелочные. Оксиды алюминия являются амфотерными (реагируют как основание, так и кислота). Если реакция с водой дает умеренно кислую оксикислоту, оксид может быть или не быть растворимым. Оксиды кремния, фосфора, серы и хлора являются кислыми. Некоторые оксиды неметаллов, такие как закись азота (N 2 O) и окись углерода (CO), не обладают какими-либо кислотно-щелочными характеристиками. Если образующаяся оксокислота является слабокислой, оксид обычно, но не всегда, нерастворим в воде.

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

2 MgO + SiO 2 → Mg 2 SiO 4

Кислотные оксиды экологически значимы. Оксиды серы и азота считаются загрязнителями воздуха, поскольку они реагируют с водяным паром из атмосферы с образованием кислотных дождей. Нерастворимые в воде оксиды классифицируются как кислые, если они реагируют с основаниями с образованием солей.

кислый_оксид

Эта статья об ангидридах неорганических кислот.Для органической функциональной группы см ангидрид кислоты.

Кислый оксид (иногда известный как кислотный ангидрид , но не путать с ангидридом кислоты) представляет собой оксид, который либо

  • реагирует с водой с образованием кислоты; или же
  • реагирует с основанием с образованием соли.

Примеры включают:

Кислые оксиды — это оксиды неметаллов или металлов с высокой степенью окисления.

Дополнительные рекомендуемые знания

Кислые оксиды в виде ангидридов

Некоторые кислые оксиды реагируют с водой с образованием четко выраженной кислоты.Общее уравнение

EO x + y H 2 O → H 2 y EO x + y

, хотя точная стехиометрия варьируется Иногда кислота известна только в растворе: например, оранжевый гептоксид рения растворяется в воде с образованием бесцветного кислого раствора, содержащего перренат-ионы, известного как «перренатная кислота», но молекула H 2 ReO 4 не может быть изолированным.

Оксид Гидратированная кислота
гептоксид дихлора, Cl 2 O 7 хлорная кислота, HClO 4
пентоксид дихлора, Cl 2 O 5 хлорная кислота, HClO 3
триоксид дихлора, Cl 2 O 3 хлористая кислота, HClO 2
моноксид дихлора, Cl 2 O кислота хлорноватистая, HClO
триоксид серы, SO 3 серная кислота, H 2 SO 4
триоксид селена, SeO 3 селеновая кислота, H 2 SeO 4
диоксид селена, SeO 2 селеновая кислота, H 2 SeO 3
триоксид теллура, TeO 3 теллуровая кислота, Te (OH) 6
теллур диоксид, TeO 2 теллуристая кислота, H 2 TeO 3
Пятиокись азота, N 2 O 5 азотная кислота, HNO 3
трехокись азота, N 2 O 3 азотистая кислота, HNO 2
пятиокись фосфора, «P 2 O 5 »
i.е. P 4 O 10
фосфорная кислота, H 3 PO 4
трехокись фосфора, «P 2 O 3 »
т.е. P 4 O 6
фосфористая кислота, H 3 PO 3
пятиокись мышьяка, As 2 O 5 мышьяковая кислота, H 3 AsO 4
триоксид мышьяка, As 2 O 3 мышьяковистая кислота, H 3 AsO 3
диоксид углерода, CO 2 углекислота, H 2 CO 3
диоксид олова, SnO 2 оловянная кислота, H 2 SnO 3
оксид бора, B 2 O 3 борная кислота, H 3 BO 3
марганец se (VII) оксид, Mn 2 O 7 пермангановая кислота, HMnO 4
оксид технеция (VII), Tc 2 O 7 пертехнетовая кислота, HTcO 4
оксид рения (VII), Re 2 O 7 перреновая кислота, HReO 4

Диоксид кремния

Диоксид кремния иногда называют особым случаем, поскольку он вообще не проявляет реакционной способности по отношению к воде или водным кислотам или основаниям (за исключением плавиковой кислоты).Фактически, он будет медленно растворяться в горячей концентрированной водной щелочи и гидратироваться при высоких температурах и давлениях (реакция, имеющая большое геохимическое значение). Медленное травление стекла (представляющего собой «нечистый» кремнезем) водными щелочами имеет большое практическое значение в химических лабораториях. Диоксид кремния можно лучше всего рассматривать как кислый оксид, как и другие диоксиды группы 14, по его реакции с расплавленным гидроксидом натрия с образованием силиката натрия:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O

Также известно по крайней мере пять различных кремниевых кислот, с 0.5–2,5 моль воды на моль SiO 2 (выражается как SiO 2 · n H 2 O).

См. Также

Список литературы

  • Greenwood, N. N .; Эрншоу, А. (1997). Химия элементов , 2-е издание, Оксфорд: Баттерворт-Хайнеманн.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.

    2022 © Все права защищены.