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:

CaCO₃ + 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:

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:

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

ClO₂ — кислотный 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.

— N₂O₃ — азотистый ангидрид — бесцветное кристаллическое вещество

— NO₂ — диоксид азота. Другое его название — бурый газ — газ действительно имеет буро-коричневый цвет

— N₂O₅ — азотный 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→ NaHSO₃ — сернистый 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!)

Общие свойства кислотных оксидов — Справочник химика 21

    Исключительно важно освоить прогнозирующую роль периодического закона и периодической системы элементов Д. И. Менделеева. Тогда, даже не прибегая к учебнику, удастся многое рассказать о свойствах элементов и нх соединений. Так, по положению элемента в периодической системе можно описать строение атома — заряд и состав ядра, электронную конфигурацию атома. А по последней определить степени окисления элемента, возможность образования молекулы в обычных условиях, тип кристаллической решетки простого вещества в твердом состоянии. Наконец, можно определить формулы высших оксидов и гидроксидов элементов, изменение их кислотно-основных свойств по горизонтали и вертикали периодической системы, а также формулы различных бинарных соединений с оценкой характера химических связей. Это значительно облегчит изучение свойств элементов, простых веществ и их соединений. Начинать следует с рассмотрения общей характеристики каждой подгруппы. [c.101]







    Кислотные свойства в наибольшей степени выражены у оксидов хлора, так как разность электроотрицательностей хлора и кислорода наименьшая (разд. 35.2.1). В соответствии с общими закономерностями С /) дает наиболее сильную кислоту (табл. В.26). Следует учитывать также свойства воды как растворителя. В таблице В.26 указаны продукты, образующиеся при взаимодействии оксидов галогенов с водой. Свойство оксидов, а следовательно, и кислородных кислот образовывать соединения полимерного типа в соответствии с общими правилами (разд. 35.2.1) наиболее типично для иода. Перечень извест- [c.503]

    Среди простых соединений металлов важнейшее значение имеют оксиды. На свойствах оксидов в значительной мере сказывается химический характер металлов. В молекулах простых оксидов все атомы кислорода непосредственно связаны с атомами металла и не связаны друг с другом. Их состав выражается общей формулой МеО /2> где п — окислительное число металлического элемента. Оксиды наиболее активных металлов характеризуются основными свойствами. По мере уменьшения активности металлов свойства их оксидов изменяются от типично основных через амфотерные к кислотным. [c.261]

    Если потенциалопределяющими ионами являются ионы Н+ и ОН , то отсутствие заряда на поверхности (например, оксидов элементов) будет соответствовать определенному значению pH, называемому изоэлектрической точкой. В этой точке числа положительных и отрицательных зарядов одинаковы — общий заряд поверхности равен нулю. Очевидно, что изоэлектрическая точка зависит от кислотно-основных свойств вещества. Сродство к протону можно представить следующими константами диссоциации  [c.50]

    Общие свойства кислотных оксидов [c.150]

    На примере гидридов и оксидов типических элементов хорошо иллюстрируется корреляция между валентностью и номером группы элемента. Элементы, расположенные в левом нижнем углу периодической системы, представляют собой металлы. Они образуют ионные гидриды и оксиды, водные растворы которых обладают основными свойствами. Элементы, расположенные в верхнем правом углу периодической системы, являются неметаллами. Их соединения с водородом и оксиды представляют собой небольщие молекулы с ковалентными связями при нормальных условиях они существуют в форме жидкостей или газов и проявляют кйслотные свойства. В промежуточной части периодической таблицы между ее верхним правым и нижним левым углами находятся элементы, которые обнаруживают постепенно изменяющиеся свойства. По мере перехода от неметаллических элементов к семиметаллическим и далее к металлам их соединения с водородом становятся вместо кислотных инертными или нейтральными и далее основными (хотя эта общая закономерность осложняется многими отклонениями), а оксиды переходят более закономерным образом от кислотных к амфотерным и далее к основным. [c.323]

    Всем стеклам присущи некоторые общие свойства прозрачность, низкая теплопроводность, диэлектрические свойства, высокая химическая стойкость к кислотным реагентам. Свойства стекол зависят от их состава, от соотношения основных и кислотных оксидов. [c.316]

    Общим свойством всех кислотных оксидов является их способность взаимодействовать с основаниями с образованием соли и воды  [c.227]

    Оксид ХОз имеет кислотный характер. Он образует ряд кислот, содержащих один или несколько атомов X в молекуле (изополикислоты). Бариевые и свинцовые соли некоторых из этих кислот находят непосредственное практическое применение. Сильные окислительные свойства растворимых солей этих кислот в кислой среде широко используются в количественном анализе. Название элемента X связано с некоторым общим свойством его соединений, [c.146]

    Кинетика изомеризации парафиновых углеводородов. Во всех работах, посвященных кинетике изомеризации парафиновых углеводородов на бифункциональных катализаторах [19, 21, 24, 27-36], за исключением [11], стадией, лимитирующей общую скорость реакции изомеризации, считается алкильная перегруппировка карбкатионов. Эта точка зрения подтверждается данными о селективном действии различных промоторов и ядов на металлические и кислотные участки катализатора [19, 30]. Серии опытов по влиянию фтора, натрия, железа и платины на активность алюмоплатиновых катализаторов в реакции изомеризации к-гексана проводились при 400 °С, давлении 4 МПа и изменении объемной скорости подачи и-гексана от 1,0 до 4,0 ч [30]. Опыты на платинированном оксиде алюминия, промотированном различными количествами фтора — от О до 15% (рис. 1.7), показали, что по мере увеличения количества фтора в катализаторе до 5% наблюдался значительный рост его изомеризу-ющей активности поскольку удельная поверхность катализатора не подвергалась заметным изменениям, рост каталитической активности объясняется изменением химических свойств активной поверхности, а именно усилением кислотности. [c.17]

    Таким образом, сравнивая кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов мышьяка и его аналогов, можно сделать общий вывод, что в ряду Аз(+3)—5Ь(+3)—В1(+3) наблюдается нарастание основных свойств, а в ряду В (+5)—5Ь(+5)—А5(+5) нарастание кислотных свойств при одновременном увеличении стабильности производных в этих же направлениях  [c.291]

    Если подобное семейство оксидов образует неметалл (например, азот), то общая тенденция сохраняется, но свойства оксидов смещены в направлении увеличения кислотности в последовательности N 03, N 04, N 05  [c.24]

    Взаимодействие с кислотными и амфотерными сксндами (см. выше Общие свойства кислотных оксидов , Амфотерные оксиды ) растьор, ( [c.156]

    ОСНОВАНИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИЕ -класс неорганических соединений общей формулы Ме (0Н) , где Ме — металл, п — валентность металла. Общим свойством О. н. является то, что они в водных растворах диссоциируют на положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы гидроксила ОН «. О. н., растворимые в воде, называют щелочами. О. н. образуются главным образом при взаимодействии соответствующих солей со щелочами, активных металлов с водой, основных оксидов с водой и др. Нерастворимые в воде О. н. получают реакцией обмена между растворимой солью данного металла и раствором щелочи. Число гидроксильных групп в О. и., которые способны замещаться кислотными остатками с образованием солей, определяют его кислотность. Например, КОН — однокислот- [c.184]

    Общая характеристика группы. У всех элементов третьей группы высшая степень окисления в соответствии с номером группы равна трем. Этому отвечают их оксиды типа КаОз. По химическому характеру только окись бора В2О3 является кислотным оксидом оксиды алюминия А Оз, индия 1П2О3 и галлия ОэгОз обладают амфотерными свойствами, а все остальные являются основными с постепенным усилением основных свойств при переходе к элементам с ббльшей атомной массой. [c.72]

    Согласно теории электролитической диссоциации все общие щелочные свойства растворов — мыльность на ощупь, изменение цвета индикаторов, взаимодейств е с кислотами, кислотными оксидами, солями— обусловлены присутствием гидроксид-ионов ОН,  [c.75]

    Среди соединений металлов важнейшее значение имеют оксиды. Их состав выражается общей формулой МехОу, где атомы кислорода непосредственно связаны с атомами металла и не связаны друг с другом. Оксиды наиболее активных металлов характеризуются основными свойствами. По мере уменьшения активности металлов свойства их оксидов изменяются от типично основных через амфотерные к кислотным. [c.76]

    В приведенном выше ряду оксидов марганца слева направо усиливаются окислительные свойства самих оксидов и их гидроксидов, у которых изменяются и кислотно-основные свойства от основных Мп(ОН)а и Мп(ОН)з через амфотерные Мп(0Н)4 или МпО(ОН)а к кислотным HjMnOi и НМпО. Зта закономерность является общей для оксидов и для гидроксидов других элементов с изменяющимися окислительными числами (гл. V, 9). [c.184]

    Почти все элементы главных подгрупп IV—VII групп периодической системы представляют собой неметаллы, в то время как элементы побочных подгрупп — металлы. Поэтому в правой части периодической системы различия в свойствах элементов главных и побочных подгрупп проявляются особенно- резко. Однако в тех случаях, когда элементы главной и побочной подгруппы находятся в высшей степени окисленности, их аналогичные соединения проявляют существенное сходство. Так, хром, расположенный в побочной подгруппе VI группы, образует кислотный оксид СгОз, близкий по свойствам к триоксиду серы 50з. Оба эти вещества в обычных условиях находятся в твердом состоянии и образуют при взаимодействии с водой кислоты состава Н2ЭО4. Точно так же оксиды марганца и хлора, соответствующие высшей степени окисленности этих элементов, — МпгО и СЬО — обладают сходными свойствами и представляют собой ангидриды сильных кислот, отвечающих общей формуле НЭО4. [c.626]

    Кислородные соединения элементов VI группы. Сера, селен, и теллур образуют по два окисла общей формулы К02(802, ЗеОг) и К0з(50з и ТеОз), соответствующие степеням окисления + 4 и +6. Оксиды обоих типов обладают кислотными свойствами. Так, оксиды серы называются сернистым 50г и серным 50з ангидридами или соответственно диоксидом и триоксидом серы. Соответствующие им кислоты сернистая НгЗОз и серная Н2504 резко отличаются по свойствам. Сернистая кислота легко распадается на ангидрид и воду при нормальных условиях и сравнительно мало распадается на ионы. Это вызвано тем, что в сернистой кислоте меньше кислорода, чем в серной кис-.лоте и серная кислота более полярное вещество. Поэтому серная кислота устойчива в водных растворах и распадается с выделением воды при температуре выше 300 °С. Ее степень дис- [c.314]

    С кислородом элементы подгруппы азота образуют оксиды общей формулы КзОз и НаОз. Оксидам соответствуют кислоты НКО. и НКОз (и ортокислоты НзН04, кроме азота). В пределах подгруппы характер оксидов изменяется так ЫаОз— кислотный оксид Р4О6 — слабо кислотный оксид АзаОз — амфотерный оксид с преобладанием кислотных свойств ЗЬаОз — амфотерный оксид с преобладанием основных свойств В120з — основной оксид. Таким образом, кислотные свойства оксидов состава РаОз и КаОз уменьшаются с ростом порядкового номера элемента (см. табл. 10.1, п. 1). [c.183]

    В триаде Ti-Zr-Hf с валентной конфигурацией атомов 5- Т и 2г обнаруживают состояния окисления 4-2, 4- 3 и 4-4. тогда как НГ имеет только одно состояние окисления 4-4. В этом случае мы сталкиваемся с примером общей закономерности, присущей переходным металлам низшие степени окисления играют меньшую роль для переходных металлов второго и третьего рядов, потому что в их атомах валентные электроны нах.одятся на большем удалении от ядра. В условиях когда эти атомы могут терять валентные электроны, они чаще всего теряют их полностью. В низших состояниях окисления Т1 образует ионные соединения, а в состоянии окисления 4- 4 его соединения имеют более ковалентный характер и он обладает неметаллическими свойствами. Оксид титана(Н), ТЮ, представляет собой ионное соединение основного типа со структурой кристалла Na l. В отличие от этого диоксид титана, Т Ог,-белый нерастворимый пигмент, об.падающий как кислотными, так и основными свойствами. [c.440]

    Эти соединения в водных растворах проявляют слабые кислотные свойстйа кислотность и восстановительные свойства их возрастают в ряду НгЗ — НгТе, что связано с увеличением радиуса иона. В соединениях с кислородом сера, селен и теллур образуют вещества общей формулы ЭО, ЭО2 и ЭО3, в которых соответственно имеют степень окисления +2, +4 и +6. Оксиды типа ЭО2 и ЭОз образуют соответствующие кислоты НгЗОз, НгЗеОз, Н2504, Н25е04 и т. д. [c.81]

    Элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей формулы НОг и КО, а водородные соединения — КН4. Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основные—у гидратов свинца. От углерода к свинцу уменьшается прочность водородных соединений НН4 СН4 — прочное вещество, а РЬН4 — в свободном виде не выделено. [c.126]

    Таким образом, из рассмотрения характеристических соединений следуют общие выводы о закономерностях изменения кислотно-основных, окислительно-восстановительных свойств и стабильности соответствующих степеней окисления. Так, для железа из известных степеней окисления +2, +3 и +6 наиболее стабильна в обычных условиях степень окисления +3. При переходе к кобальту и никелю повышается стабильность низшей степени окисления, в то время как высшая степень окисления +6 для них не свойственна вовсе. Для первых двух элементов триады (Ре и Со), для которых сгабильности степеней окисления +2 и -НЗ сопоставимы, существуют смешанные оксиды Э3О4 шпинельного типа, в то время как для никеля подобный оксид неизвестен, что свидетельствует о меньшей стабильности степени окисления -Ь3 для этого элемента. [c.405]

    Элементы подгруппы углерода образуют оксиды общей формулы КОа и КО, а водородные соединения —формулы НН4. Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны, причем кислотные свойства сильнее выражены у гидратов германия, а основнью — у гидратов свинца. От углерода к свинцу уменьшается прочность водородных соединений КН4 СН — прочное вещество, а РЬН в свободном виде не выделено. В подгруппе с ростом порядкового номера уменьшается энергия ионизации атома и увеличивается атомный радиус (п. 3 и 6 табл. 11.1), т. е. неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются. [c.206]

ЕГЭ. Химические свойства оксидов

Химические свойства оксидов

Взаимодействие оксидов с водой

* Источник: [2] «Я сдам ЕГЭ. Курс самоподготовки», стр. 143.

Взаимодействие оксидов друг с другом

1. Оксиды одного типа друг с другом не взаимодействуют:

Na₂O + CaO → реакция не идет

CO₂ + SO₃ → реакция не идет

2.  Как правило, оксиды разных типов взаимодействуют друг с другом (исключения: CO₂, SO₂, о них подробнее ниже):

Na₂O + SO₃ → Na₂SO₄

CaO + CO₂ → CaCO₃

Na₂O + ZnO → Na₂ZnO₂

Взаимодействие оксидов с кислотами

1. Как правило, основные и амфотерные оксиды взаимодействуют с кислотами:

Na₂O + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O

ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

Исключением является очень слабая нерастворимая (мета)кремниевая кислота H₂SiO₃. Она реагирует только с щелочами и оксидами щелочных и щелочноземельных металлов.  

CuO + H₂SiO₃ → реакция не идет.

2. Кислотные оксиды не вступают в реакции ионного обмена с кислотами, но возможны некоторые окислительно-восстановительные реакции:

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

SO₃ + H₂S → SO₂­ + H₂O

SiO₂ + 4HF(нед.) → SiF₄ + 2H₂O

С кислотами-окислителями (только если оксид можно окислить):

SO₂ + HNO₃ + H₂O → H₂SO₄ + NO

Взаимодействие оксидов с основаниями

1. Основные оксиды с щелочами и нерастворимыми основаниями НЕ взаимодействуют.

2. Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями с образованием солей:

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ +H₂O

CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O

CO₂ + NaOH → NaHCO₃ (если CO₂ в избытке)

3. Амфотерные оксиды взаимодействуют с щелочами (т.е. только с растворимыми основаниями) с образованием солей или комплексных соединений:

а) Реакциях с растворами щелочей:

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

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

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

б) Сплавление с твердыми щелочами:

ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O (цинкат натрия)

(кислота: H₂ZnO₂)

BeO + 2NaOH → Na₂BeO₂ + H₂O (бериллат натрия)

(кислота: H₂BeO₂)

Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O (алюминат натрия)

(кислота: HAlO₂)

Взаимодействие оксидов с солями

1. Кислотные и амфотерные оксиды взаимодействуют с солями при условии выделения более летучего оксида, например, с карбонатами или сульфитами все реакции протекают при нагревании:

SiO₂ + CaCO₃ → CaSiO₃ + CO₂­

P₂O₅ + 3CaCO₃ → Ca₃(PO₄)₂ + 3CO₂­

Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂

Cr₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaCrO₂ + CO₂

ZnO + 2KHCO₃ → K₂ZnO₂ + 2CO₂ + H₂O

SiO₂ + K₂SO₃ → K₂SiO₃ + SO₂­

ZnO + Na₂SO₃ → Na₂ZnO₂ + SO₂­

Если оба оксида являются газообразными, то выделяется тот, который соответствует более слабой кислоте:

K₂CO₃ + SO₂ → K₂SO₃ + CO₂­ (H₂CO₃ слабее и менее устойчива, чем H₂SO₃)

2. Растворенный в воде CO₂ растворяет нерастворимые в воде карбонаты (с образованием растворимых в воде гидрокарбонатов):

CO₂ + H₂O + CaCO₃ → Ca(HCO₃)₂

CO₂ + H₂O + MgCO₃ → Mg(HCO₃)₂

В тестовых заданиях такие реакции могут быть записаны как:

MgCO₃ + CO₂ (р-р), т.е. используется раствор с углекислым газом и, следовательно, в реакцию необходимо добавить воду.

Это один из способов получения кислых солей.

Восстановление слабых металлов и металлов средней активности из их оксидов возможно с помощью водорода, углерода, угарного газа или более активного металла (все реакции проводятся при нагревании):

1. Реакции с CO, C и H₂:

CuO + C →  Cu + CO­  

CuO + CO →  Cu + CO₂

CuO + H₂ →  Cu + H₂O­                     

ZnO + C →  Zn + CO­

ZnO + CO →  Zn + CO₂

ZnO + H₂ →  Zn + H₂O­

PbO + C →  Pb + CO

PbO + CО →  Pb + CO₂­

PbO + H₂ →  Pb + H₂O

FeO + C →  Fe + CO

FeO + CО →  Fe + CO₂­

FeO + H₂ →  Fe + H₂O

Fe₂O₃ + 3C →  2Fe + 3CO

Fe₂O₃ + 3CО →  2Fe + 3CO₂

Fe₂O₃ + 3H₂ →  2Fe + 3H₂O­

WO₃ + 3H₂ → W + 3H₂O

2. Восстановление активных металлов (до Al включительно) приводит к образованию карбидов, а не свободного металла:

CaO + 3C → CaC₂ + 3CO

2Al₂O₃ + 9C → Al₄C₃ + 6CO

3. Восстановление более активным металлом:

3FeO + 2Al →  3Fe + Al₂O₃

Cr₂O₃ + 2Al → 2Cr + Al₂O₃.

4. Некоторые оксиды неметаллов также возможно восстановить до свободного неметалла:

2P₂O₅ + 5C → 4P + 5CO₂

SO₂ + C → S + CO₂

2NO + C → N₂ + CO₂

2N₂O + C → 2N₂ + CO₂

SiO₂ + 2C → Si + 2CO

Только оксиды азота и углерода реагируют с водородом:

2NO + 2H₂ → N₂ + 2H₂O

N₂O + H₂ → N₂ + H₂O

SiO₂ + H₂ → реакция не идет.

В случае углерода восстановления до простого вещества не происходит:

CO + 2H₂ <=> CH₃OH (t, p, kt)

Особенности свойств оксидов CO

₂ и SO₂

1. Не реагируют с амфотерными гидроксидами:

CO₂ + Al(OH)₃ → реакция не идет

2. Реагируют с углеродом:

CO₂ + C → 2CO­

SO₂ + C → S + CO₂­

3. С сильными восстановителями SO₂ проявляет свойства окислителя:

SO₂ + 2H₂S → 3S + 2H₂O

SO₂ + 4HI → S + 2I₂ + 2H₂O

SO₂ + 2C → S + CO₂

SO₂ + 2CO → S + 2CO₂ (Al₂O₃, 500°C)

4. Сильные окислители окисляют SO₂:

SO₂ + Cl₂ <=> SO₂Cl₂

SO₂ + Br₂ <=> SO₂Br₂

SO₂ + NO₂ →  SO₃ + NO

SO₂ + H₂O₂ →  H₂SO₄

5SO₂ + 2KMnO₄ +2H₂O →  2MnSO₄ + K₂SO₄ + 2H₂SO₄

SO₂ + 2KMnO₄ + 4KOH →  2K₂MnO₄ +K₂SO₄ + 2H₂O

SO₂ + HNO₃ + H₂O → H₂SO₄ + NO

6. Оксид углерода (IV) CO₂ проявляет менее выраженные окислительные свойства, реагируя только с активными металлами, например:

CO₂ + 2Mg → 2MgO + C (t)

Особенности свойств оксидов азота (N

₂O₅, NO₂, NO, N₂O)

1. Необходимо помнить, что все оксиды азота являются сильными окислителями. Совсем необязательно помнить какие продукты образуются в подобных реакциях, так как подобные вопросы возникают только в тестах. Нужно лишь знать основные восстановители, такие как C, CO, H₂, HI и йодиды, H₂S и сульфиды, металлы (и т.д.) и знать, что оксиды азота их с большой вероятностью окислят.

2NO₂ + 4CO&nbsp → N₂ + 4CO₂

2NO₂ + 2S → N₂ + 2SO₂

2NO₂ + 4Cu → N₂ + 4CuO

N₂O₅ + 5Cu → N₂ + 5CuO

2N₂O₅ + 2KI → I₂ + 2NO₂ + 2KNO₃

N₂O₅ + H₂S → 2NO₂ + S + H₂O

2NO + 2H₂ → N₂ + 2H₂O

2NO + C → N₂ + CO₂

2NO + Cu → N₂ + 2Cu₂O

2NO + Zn → N₂ + ZnO

2NO + 2H₂S → N₂ + 2S + 2H₂O

N₂O + H₂ → N₂ + H₂O

2N₂O + C → 2N₂ + CO₂

N₂O + Mg → N₂ + MgO

2. Могут окисляться сильными окислителями (кроме N₂O₅, так как степень окисления уже максимальная):

2NO + 3KClO + 2KOH →  2KNO₃ + 3KCl + H₂O

8NO + 3HClO₄ + 4H₂O →  8HNO₃ + 3HCl

14NO + 6HBrO₄ + 4H₂O →  14HNO₃ + 3Br₂

NO + KMnO₄ + H₂SO₄ →  HNO₃ + K₂SO₄ + MnSO₄ + H₂O

5N₂O + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ →  10NO + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.

3. Несолеобразующие оксиды N₂O и NO не реагируют ни с водой, ни с щелочами, ни с обычными кислотами (кислотами-неокислителями).

Химические свойства CO как сильного восстановителя

1. Реагирует с некоторыми неметаллами:

2CO + O₂ → 2CO₂

CO + 2H₂ <=> CH₃OH (t, p, kt)

CO + Cl₂ <=> COCl₂ (фосген)

2. Реагирует с некоторыми сложными соединениями:

CO + KOH → HCOOK

CO + Na₂O₂ → Na₂CO₃

CO + Mg → MgO + C (t)

3. Восстанавливает некоторые металлы (средней и малой активности) и неметаллы из их оксидов:

CO + CuO → Cu + CO₂

3CO + Fe₂O₃ → 2Fe + 3CO₂

3CO + Cr₂O₃ → 2Cr + 3CO₂

2CO + SO₂ → S + 2CO₂­ (Al₂O₃, 500°C)

5CO + I₂O₅ → I₂ + 5CO₂­

4CO + 2NO₂ → N₂ + 4CO₂

3. С обычными кислотами и водой CO (также как и другие несолеобразующие оксиды) не реагирует.

Химические свойства SiO

₂

1. Взаимодействует с активными металлами:

SiO₂ + 2Mg → 2MgO + Si

SiO₂ + 2Ca → 2CaO + Si

SiO₂ + 2Ba → 2BaO + Si

2. Взаимодействует с углеродом:

SiO₂ + 2C → Si + 2CO

(Согласно пособию «Курс самоподготовки» Каверина, SiO₂ + CO → реакция не идет)

3  С водородом SiO₂ не взаимодействует.

4. Реакции с растворами или расплавами щелочей, с оксидами и карбонатами активных металлов:

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ +H₂O

SiO₂ + CaO → CaSiO₃

SiO₂ + BaO → BaSiO₃

SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂

SiO₂ + CaCO₃ → CaSiO₃ + CO₂

SiO₂ + Cu(OH)₂ → реакция не идет (из оснований оксид кремния реагирует только с щелочами).

5. Из кислот SiO₂ взаимодействует только с плавиковой кислотой:

SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2H₂O.

Свойства оксида P

₂O₅ как сильного водоотнимающего средства

HCOOH + P₂O₅ → CO + H₃PO₄

2HNO₃ + P₂O₅ → N₂O₅ + 2HPO₃

2HClO₄ + P₂O₅ → Cl₂O₇ + 2HPO₃.

Термическое разложение некоторых оксидов

В вариантах экзамена такое свойство оксидов не встречается, но рассмотрим его для полноты картины:

Основные:

4CuO → 2Cu₂O + O₂ (t)

2HgO → 2Hg + O₂ (t)

Кислотные:

2SO₃ → 2SO₂ + O₂ (t)

2N₂O → 2N₂ + O₂ (t)

2N₂O₅ → 4NO₂ + O₂ (t)

Амфотерные:

4MnO₂ → 2Mn₂O₃ + O₂ (t)

6Fe₂O₃ → 4Fe₃O₄ + O₂ (t).

Особенности оксидов NO

₂, ClO₂ и Fe₃O₄

1. Диспропорционирование: оксидам NO₂ и ClO₂ соответствуют две кислоты, поэтому при взаимодействии с щелочами или карбонатами щелочных металлов образуются две соли: нитрат и нитрит соответствующего металла в случае NO₂ и хлорат и хлорит в случае ClO₂:

2N⁺⁴O₂ + 2NaOH → NaN⁺³O₂ + NaN⁺⁵O₃ + H₂O

4NO₂ + 2Ba(OH)₂ → Ba(NO₂)₂ + Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

2NO₂ + Na₂CO₃ →  NaNO₃ + NaNO₂ + CO₂

В аналогичных реакциях с кислородом образуются только соединения с N⁺⁵, так как он окисляет нитрит до нитрата:

4NO₂ + O₂ + 4NaOH → 4NaNO₃ + 2H₂O

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃              (растворение в избытке кислорода)

2Cl⁺⁴O₂ + H₂O → HCl⁺³O₂ + HCl⁺⁵O₃

2ClO2 + 2NaOH → NaClO₂ + NaClO₃ + H₂O 

2. Оксид железа (II,III) Fe₃O₄ (FeO·Fe₂O₃) содержит железо в двух степенях окисления: +2 и +3, поэтому в реакциях с кислотами образуются две соли:

Fe₃O₄ + 8HCl → FeCl₂ + 2FeCl₃ 4H₂O.

Урок 32. Химические свойства оксидов – HIMI4KA

У нас вышел новый курс, где всё объясняется ещё проще. Подробннее по ссылке

В уроке 32 «Химические свойства оксидов» из курса «Химия для чайников» узнаем о всех химических свойствах кислотных и основных оксидов, рассмотрим с чем они реагируют и что при этом образуется.

Так как химический состав кислотных и основных оксидов различен, они отличаются своими химическими свойствами.

1. Химические свойства кислотных оксидов

а) Взаимодействие с водой
Вы уже знаете, что продукты взаимодействия оксидов с водой называются «гидроксиды»:

Поскольку оксиды, вступающие в эту реакцию, делятся на кислотные и основные, то и образующиеся из них гидроксиды также делятся на кислотные и основные. Таким образом, кислотные оксиды (кроме SiO₂) реагируют с водой, образуя кислотные гидроксиды, которые являются кислородсодержащими кислотами:

Каждому кислотному оксиду соответствует кислородсодержащая кислота, относящаяся к кислотным гидроксидам. Несмотря на то что оксид кремния SiO₂ с водой не реагирует, ему тоже соответствует кислота H₂SiO₃, но ее получают другими способами.

б) Взаимодействие с щелочами
Все кислотные оксиды реагируют со щелочами по общей схеме:

В образующейся соли валентность атомов металла такая же, как и в исходной щелочи. Кроме того, в состав соли входит остаток той кислоты, которая соответствует данному кислотному оксиду.

Например, если в реакцию вступает кислотный оксид CO₂, которому соответствует кислота H₂CO₃ (указана в квадратных скобках), то в состав соли будет входить остаток этой кислоты — CO₃, валентность которого, как вы уже знаете, равна II:

Если же в реакцию вступает кислотный оксид N₂О₅, которому соответствует кислота HNO₃ (указана в квадратных скобках), то в составе образующейся соли будет остаток этой кислоты — NO₃ с валентностью, равной I:

Поскольку все кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием солей и воды, этим оксидам можно дать другое определение.

Кислотными называются оксиды, реагирующие со щелочами с образованием солей и воды.

в) Реакции с основными оксидами

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием солей в соответствии с общей схемой:

В образующейся соли валентность атомов металла такая же, как и в исходном основном оксиде. Следует запомнить, что в состав соли входит остаток той кислоты, которая соответствует кислотному оксиду, вступающему в реакцию. Например, если в реакцию вступает кислотный оксид SO₃, которому соответствует кислота H₂SO₄ (указана в квадратных скобках), то в состав соли будет входить остаток этой кислоты — SO₄, валентность которого равна II:

Если же в реакцию вступает кислотный оксид Р₂О₅, которому соответствует кислота Н₃РО₄, то в составе образующейся соли будет остаток этой кислоты — РO₄ с валентностью, равной III.

2. Химические свойства основных оксидов

а) Взаимодействие с водой

Вы уже знаете, что в результате взаимодействия основных оксидов с водой образуются основные гидроксиды, которые иначе называются основаниями:

К таким основным оксидам относятся оксиды: Li₂O, Na₂O, K₂O, CaO, BaO.

При написании уравнений соответствующих реакций следует помнить, что валентность атомов металла в образующемся основании равна его валентности в исходном оксиде.

Основные оксиды, образованные такими металлами, как Cu, Fe, Cr, с водой не реагируют. Соответствующие им основания получают другими способами.

б) Взаимодействие с кислотами

Практически все основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей по общей схеме:

Следует помнить, что в образующейся соли валентность атомов металла такая же, как в исходном оксиде, а валентность кислотного остатка такая же, как в исходной кислоте.

Поскольку все основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей и воды, этим оксидам можно дать другое определение.

Основными называются оксиды, реагирующие с кислотами с образованием солей и воды.

в) Взаимодействие с кислотными оксидами

Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей в соответствии с общей схемой:

В образующейся соли валентность атомов металла такая же, как и в исходном основном оксиде. Кроме того, следует запомнить, что в состав соли входит остаток той кислоты, которая соответствует кислотному оксиду, вступающему в реакцию. Например, если в реакцию вступает кислотный оксид N₂O₅, которому соответствует кислота HNO₃, то в состав соли будет входить остаток этой кислоты — NO₃, валентность которого, как вы уже знаете, равна I.

Поскольку рассмотренные нами кислотные и основные оксиды в результате различных реакций образуют соли, их называют солеобразующими. Существует, однако, небольшая группа оксидов, которые в аналогичных реакциях не образуют солей, поэтому их называют несолеобразующими.

Краткие выводы урока:

1. Все кислотные оксиды реагируют со щелочами с образованием солей и воды.
2. Все основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей и воды.
3. Кислотные и основные оксиды являются солеобразующими. Несолеобразующие оксиды — CO, N₂О, NO.
4. Основания и кислородсодержащие кислоты являются гидроксидами.

Надеюсь урок 32 «Химические свойства оксидов» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии.

Хотите ещё проще? Мы создали новый курс, где максимум за 7 дней вы овладете химией с нуля. Подробннее по ссылке

Кислотно-основные свойства оксидов | Химия [Магистр]

Основные и амфотерные гидроксиды

Некоторые гидроксиды металлов являются амфотерными или способны действовать как кислота или основание.

Цели обучения

Укажите условия, при которых амфотерные гидроксиды действуют как кислоты.

Основные выводы

Ключевые моменты

• Амфотерные молекулы могут действовать как кислоты или основания.
• Гидроксиды с сильно заряженными катионами металлов часто являются амфотерными.
• Амфотерные гидроксиды действуют как основания Бренстеда-Лоури (принимающие протоны) или кислоты Льюиса (принимающие электронную пару), в зависимости от условий реакции.

Ключевые термины

• основание : акцептор протона или донор электронной пары
• Кислота Льюиса : акцептор электронной пары

До сих пор в нашем обсуждении кислот и оснований гидроксиды всегда были синонимами оснований. Теперь мы рассмотрим амфотерные гидроксиды, то есть гидроксидные соли, которые могут действовать как кислота или основание, в зависимости от условий реакции.Начнем с известного случая, когда гидроксид действует как основание.

Реакция амфотерных гидроксидов в кислом растворе

Одним из наиболее распространенных и известных примеров амфотерного гидроксида является гидроксид алюминия, Al (OH) ₃ . Из наших правил растворимости мы знаем, что Al (OH) ₃ в значительной степени нерастворим в нейтральной воде; однако в сильнокислом растворе ситуация меняется. Например, рассмотрим реакцию Al (OH) 3 с HCl:

[латекс] \ text {HCl} (\ text {aq}) + \ text {Al} (\ text {OH}) _ 3 (\ text {aq}) \ rightarrow \ text {AlCl} _3 (\ text {aq }) + 3 \ text {H} _2 \ text {O} (\ text {l}) [/ latex]

Это классическая реакция кислотно-щелочной нейтрализации: HCl полностью протонирует все три гидроксида на моль Al (OH) ₃ , давая чистую воду и соль AlCl ₃ .Исходя из того, что мы знаем об основных свойствах гидроксидов до сих пор, это именно то, что мы ожидали — так как же гидроксид может действовать как кислота?

Гидроксид алюминия : Гидроксид алюминия может действовать как основание Бренстеда-Лоури, принимая протоны из кислого раствора, или как кислота Льюиса, принимая пару электронов от гидроксид-ионов в основном растворе. — (\ text {aq}) [/ latex]

Здесь гидроксид алюминия захватывает ион гидроксида из раствора, тем самым действуя как кислота Льюиса.Как это возможно? Рассмотрим структуру Льюиса для Al (OH) _3.

Центральный атом алюминия электронодефицитный — он образует только три связи, и правило октетов не выполняется; таким образом, Al ³⁺ вполне счастлив принять пару электронов и образовать еще одну связь при правильных условиях. В основном растворе он образует связь с ионом OH ^—, вытягивая его из раствора и понижая pH раствора.

Заключение

Гидроксиды металлов с сильно заряженным центральным атомом металла могут быть амфотерными.Помимо алюминия, такие металлы, как цинк, олово, свинец и бериллий, также могут образовывать амфотерные оксиды или гидроксиды. Ведут себя такие гидроксиды как кислоты или основания, зависит от pH окружающего раствора.

Неорганические оксиды — Alfa Aesar

оксидов | Мини-химия — Изучите химию онлайн

Элементы реагируют с кислородом (иначе. горят в кислороде () в атмосфере с образованием оксидов .

Оксиды классифицируются как:

• Кислый
• Базовый
• Амфотерный
• нейтральный

Кислые оксиды

Кислые оксиды реагируют с водой с образованием кислот .

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

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

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

Примеры кислых оксидов приведены в таблице ниже:

$

$

$

Основные оксиды

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

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

Основные оксиды, растворимые в воде, называются щелочами .

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

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

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

Примеры основных оксидов приведены в таблице ниже:

$

$

Амфотерные оксиды

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

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

Примеры амфотерных оксидов приведены в таблице ниже:

$

Реакции амфотерных оксидов с кислотами :

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

Реакции амфотерных оксидов с основаниями :

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

Нейтральный оксид

Нейтральный оксид не имеет кислотных или основных свойств.Примеры:

Кислотные свойства бинарного оксидного катализатора Caosio 2 и активность для кислотного катализа

Определения кислот и оснований и роль воды

Определения
кислот и оснований
и роль воды

Свойства кислот и
Основания согласно Boyle

В 1661 году Роберт Бойль резюмировал свойства кислот следующим образом:
следует.

1. Кислоты имеют кислый вкус.

2. Кислоты едкие.

3. Кислоты изменяют цвет некоторых растительных красителей, например
лакмус, от синего до красного.

4. Кислоты теряют кислотность при сочетании с
щелочи.

Название «кислота» происходит от латинского acidus ,
что означает «кислый» и относится к резкому запаху и
кисловатый вкус многих кислот.

Примеры: уксус кислый на вкус, потому что это разбавленный раствор.
уксусной кислоты в воде.Лимонный сок кислый на вкус, потому что он
содержит лимонную кислоту. Молоко скисает, когда портится, потому что
образуется молочная кислота, и неприятный кисловатый запах гнили
мясо или масло можно отнести к таким соединениям, как масляная
кислоты, образующиеся при порче жира.

В 1661 году Бойль резюмировал свойства щелочей следующим образом:
следует.

• Щелочи кажутся скользкими.
• Щелочи меняют цвет лакмусовой бумажки с красного на синий.
• Щелочи становятся менее щелочными при сочетании с
  кислоты.

По сути, Бойль определил щелочи как вещества, которые потребляют,
или нейтрализовать кислоты. Кислоты теряют свойственный кислый вкус
и способность растворять металлы при их смешивании со щелочами.
Щелочи даже обращают вспять изменение цвета, которое происходит, когда лакмусовая
контактирует с кислотой. Со временем стали известны щелочи.
как базы , потому что они служат «базой» для
делая определенные соли.

Аррениус
Определение кислот и оснований

В 1884 году Сванте Аррениус предположил, что соли, такие как NaCl
диссоциируют, когда они растворяются в воде, давая частицы, которые он
называется ионов .

Три года спустя Аррениус расширил эту теорию, предложив
что кислоты — нейтральные соединения, которые ионизируют , когда они
растворяются в воде с образованием ионов H ⁺ и соответствующего
отрицательный ион.Согласно его теории, хлористый водород — это
кислоты, потому что она ионизируется, когда растворяется в воде, чтобы дать
ионы водорода (H ⁺ ) и хлорида (Cl ^— ) как
показано на рисунке ниже.

Аррениус утверждал, что основания — это нейтральные соединения, которые либо
диссоциировать или ионизировать в воде с образованием ионов OH ^— и
положительный ион.NaOH является основанием Аррениуса, потому что он диссоциирует в
вода с образованием гидроксида (OH ^—) и натрия (Na ⁺ )
ионы.

Аррениусовая кислота , следовательно, — это любое вещество, которое
ионизируется при растворении в воде с образованием H ⁺ , или
водород, ион.

Основание Аррениуса — это любое вещество, которое дает ОН ^—,
или гидроксид, ион, когда он растворяется в воде.

Кислоты Аррениуса включают такие соединения, как HCl, HCN и H ₂ SO ₄
которые ионизируются в воде с образованием иона H ⁺ . Аррениус
основания включают ионные соединения, которые содержат OH ^—
ион, такой как NaOH, KOH и Ca (OH) ₂ .

Эта теория объясняет, почему кислоты обладают схожими свойствами:
характерные свойства кислот возникают из-за присутствия
ион H ⁺ , образующийся при растворении кислоты в воде.Это также объясняет, почему кислоты нейтрализуют основания и наоборот. Кислоты
предоставить ион H ⁺ ; базы обеспечивают OH ^—
ион; и эти ионы объединяются, образуя воду.

H ⁺ ( водн. ) + OH ^— ( водн. )

H ₂ O ( л )

Теория Аррениуса имеет несколько недостатков.

• Может применяться только к реакциям, протекающим в воде.
  потому что он определяет кислоты и основания с точки зрения того, что
  происходит, когда соединения растворяются в воде.
• Это не объясняет, почему некоторые соединения, в которых водород
  имеет степень окисления +1 (например, HCl) растворяется в
  вода для получения кислых растворов, тогда как другие (например,
  CH ₄ ) нет.
• Только соединения, содержащие ион OH ^—
  можно отнести к базам Аррениуса. Аррениус
  теория не может объяснить, почему другие соединения (такие как Na ₂ CO ₃ )
  обладают характерными свойствами оснований.

Роль H ⁺
и ОН ^—
Ионы в химии водных растворов

Кислород

Becuase ( EN = 3,44) намного электроотрицательнее
чем водород ( EN = 2,20), электроны в HO
связи в воде не разделяются поровну между водородом и кислородом.
атомы.Эти электроны притягиваются к атому кислорода в
центре молекулы и вдали от атомов водорода на любом
конец. В результате молекула воды полярна . Кислород
атом несет частичный отрицательный заряд (-),
а атомы водорода несут частичный положительный заряд (+).

Когда они диссоциируют с образованием ионов, молекулы воды
образуют положительно заряженный ион H ⁺ и отрицательно
заряженный ион OH ^— .

Возможна и обратная реакция.
Ионы H ⁺ могут объединяться с ионами OH ^— с образованием
нейтральные молекулы воды.

Тот факт, что молекулы воды диссоциируют с образованием H ⁺
и ионы OH ^— , которые затем могут рекомбинировать с образованием воды
молекул, указывается следующим уравнением.

До какой степени
Вода диссоциирует с образованием ионов?

При 25 ° C плотность воды составляет 0,9971 г / см ³ , или
0,9971 г / мл. Следовательно, концентрация воды составляет 55,35 моль.

Концентрация ионов H ⁺ и OH ^—
образованных диссоциацией нейтральных молекул H ₂ O при
эта температура всего 1.0 x 10 ^-7 моль / л. Соотношение
концентрации иона H ⁺ (или OH ^— )
концентрации нейтральных молекул H ₂ O составляет
поэтому 1,8 x 10 ^-9 .

Другими словами, только около 2 частей на миллиард (ppb)
молекулы воды диссоциируют на ионы при комнатной температуре. В
На рисунке ниже показана модель из 20 молекул воды, одна из которых
диссоциировал с образованием пары H ⁺ и OH ^—
ионы.Если бы эта иллюстрация была фотографией с очень высоким разрешением
структуры воды мы бы встретили пару H ⁺ и
OH ^— ионов в среднем только один раз на каждые 25
миллион таких фотографий.

Оперативный
Определение кислот и оснований

Тот факт, что вода диссоциирует с образованием H ⁺ и OH ^—
ионов в обратимой реакции — основа для оперативного
определение кислот и оснований, более мощное, чем
определения, предложенные Аррениусом.С практической точки зрения, кислота
любое вещество, повышающее концентрацию H ⁺
ион, когда он растворяется в воде. Основа — любое вещество
что увеличивает концентрацию иона OH ^— при
растворяется в воде.

Эти определения связывают теорию кислот и оснований с
простой лабораторный тест на кислоты и щелочи. Чтобы решить, будет ли
соединение представляет собой кислоту или основание, мы растворяем его в воде и тестируем
решение, чтобы увидеть, будет ли H ⁺ или OH ^—
концентрация ионов увеличилась.

Типичные кислоты и
Основания

Свойства кислот и оснований являются результатом различий
между химией металлов и неметаллов, как видно
из химии этих классов соединений: водород,
оксиды и гидроксиды.

Соединения, содержащие водород, связанный с неметаллом, называются
гидриды неметаллов . Поскольку они содержат водород в +1
степень окисления, эти соединения могут действовать как источник H ⁺
ион в воде.

Гидриды металлов , напротив, содержат водород
привязан к металлу. Поскольку эти соединения содержат водород в
-1 степень окисления, они диссоциируют в воде с образованием H ^—
(или гидридный) ион.

Ион H ^— с его парой валентных электронов может
абстрагировать ион H ⁺ из молекулы воды.

Поскольку удаление ионов H ⁺ из молекул воды является одним
способ увеличения концентрации ионов OH ^— в
раствор, гидриды металлов являются основаниями.

Аналогичный образец можно найти в химии оксидов.
образованный металлами и неметаллами. Оксиды неметаллов растворяются
в воде с образованием кислот. CO ₂ растворяется в воде с образованием
угольная кислота, SO ₃ дает серную кислоту, а P ₄ O ₁₀
реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты.

Оксиды металлов , напротив, являются основаниями.Металл
оксиды формально содержат ион O ^2-, который реагирует с
вода с образованием пары ионов OH ^— .

Таким образом, оксиды металлов соответствуют рабочему определению
база.

Мы видим ту же закономерность в химии соединений, которые
содержат ОН,
или гидроксид, группа. Гидроксиды металлов , такие как LiOH, NaOH,
KOH и Ca (OH) ₂ , являются основаниями.

Гидроксиды неметаллов , такие как хлорноватистая кислота (HOCl),
кислоты.

В таблице ниже обобщены тенденции, наблюдаемые в этих трех
категории соединений. Гидриды металлов, оксиды металлов и металл
гидроксиды — основания. Гидриды неметаллов, оксиды неметаллов и
гидроксиды неметаллов — кислоты.

Типичные кислоты и основания

Кислые атомы водорода в гидроксидах неметаллов
в таблице выше не связаны с азотом, серой или
атомы фосфора.В каждом из этих соединений кислый водород
присоединен к атому кислорода. Таким образом, все эти соединения
примеры оксикислот.

Структуры скелета для восьми оксикислот приведены на рисунке.
ниже. Как правило, кислоты, содержащие кислород, имеют скелет.
структуры, в которых кислые водороды присоединены к кислороду
атомы.

Почему металл
Гидроксидные основы и неметаллические гидроксиды кислоты?

Чтобы понять, почему гидроксиды неметаллов являются кислотами и металлами
гидроксиды являются основаниями, мы должны смотреть на электроотрицательность
атомов в этих соединениях.Начнем с типичного металла
гидроксид: гидроксид натрия

Разница между электроотрицательностями натрия и
кислород очень большой ( EN
= 2,5). В результате электроны в NaO
облигации не делятся поровну
электроны тянутся к более электроотрицательному атому кислорода.
Таким образом, NaOH диссоциирует с образованием Na ⁺ и OH ^—.
ионы при растворении в воде.

Мы получаем совсем другой узор, когда применяем тот же
процедура для хлорноватистой кислоты, HOCl, типичного неметалла
гидроксид.

Здесь разница электроотрицательностей
атомы хлора и кислорода небольшие ( EN
= 0,28). В результате электроны в ClO
связь распределяется между двумя атомами более или менее поровну. ОН
связь, с другой стороны, является полярной ( EN
= 1,24)
электроны в этой связи тянутся к более электроотрицательным
атом кислорода. Когда эта молекула ионизируется, электроны в OH
связь остается с атомом кислорода, а OCl ^— и H ⁺
образуются ионы.

Нет резкого перехода от металла к неметаллу в ряду
или вниз по столбцу периодической таблицы. Поэтому мы должны
ожидайте найти соединения, которые лежат между крайностями металла
и оксиды неметаллов, или гидроксиды металлов и неметаллов. Эти
соединения, такие как Al ₂ O ₃ и Al (OH) ₃ ,
называются амфотерными (буквально «либо или
оба «), потому что они могут действовать как кислоты или основания.Al (OH) ₃ ,
например, действует как кислота, когда реагирует с основанием.

И наоборот, он действует как основание, когда реагирует с кислотой.

Br nsted
Определение кислот и оснований

Модель Брнстеда или Брнстеда-Лоури основана на простом
предположение: Кислоты отдают ионы H ⁺
другой ион или молекула, которая действует как основание .В
диссоциация воды, например, включает перенос H ⁺
ион от одной молекулы воды к другой с образованием H ₃ O ⁺
и OH ^— ионов.

Согласно этой модели, HCl не диссоциирует в воде до
образуют ионы H ⁺ и Cl ⁺ . Вместо этого H ⁺
ион передается от HCl к молекуле воды с образованием H ₃ O ⁺
и ионов Cl ^— , как показано на рисунке ниже.

Поскольку это протон, ион H ⁺ составляет несколько порядков
величины меньше самого маленького атома. В результате
заряд изолированного иона H ⁺ распределяется по таким
небольшое пространство, которое привлекает этот ион H ⁺
к любому источнику отрицательного заряда, который существует в растворе.
Таким образом, момент образования иона H ⁺ в
водный раствор, он связывается с молекулой воды.Брнстед
модель, в которой ионы H ⁺ переносятся от одного иона
или молекулы к другому, поэтому имеет больше смысла, чем
Теория Аррениуса, которая предполагает, что ионы H ⁺ существуют в
водный раствор.

Даже модель Брнстеда наивна. Каждый ион H ⁺ , который
кислота отдает воду, фактически связана с четырьмя соседними
молекулы воды, как показано на рисунке ниже.

Более реалистичная формула вещества, производимого при
кислота теряет ион H ⁺ , следовательно, H (H ₂ O) ₄ ⁺ ,
или H ₉ O ₄ ⁺ .Для всех практических
однако это вещество может быть представлено как H ₃ O ⁺
ион.

Реакция между HCl и водой является основой для
понимание определений кислоты Бренстеда и кислоты Бренстеда
база. Согласно этой теории ион H ⁺ является
передается от молекулы HCl к молекуле воды, когда HCl
диссоциирует в воде.

HCl действует как донор ионов H ⁺ в этой реакции, а H ₂ O
действует как акцептор ионов H ⁺ .Кислота Бренстеда является
поэтому любое вещество (например, HCl), которое может отдавать H ⁺
ион к основанию. Основание Brnsted представляет собой любое вещество (например,
H ₂ O), который может принимать ион H ⁺ из
кислота.

Существует два способа присвоения имени H ⁺ ion. Некоторый
химики называют это ионом водорода; другие называют это протоном. Как
В результате кислоты Бренстеда известны как ион водорода .
доноры или доноры протонов .Основания Бренстеда — водород-ионных
акцепторы или акцепторы протонов .

С точки зрения модели Брнстеда, реакции между
кислоты и основания всегда подразумевают перенос H ⁺
ион от донора протона до акцептора протона. Кислоты могут быть
нейтральные молекулы.

Они также могут быть положительными ионами

или отрицательные ионы.

Таким образом, теория Брнстеда расширяет число потенциальных
кислоты.Это также позволяет нам решить, какие соединения являются кислотами из
их химические формулы. Любое соединение, содержащее водород с
степень окисления +1 может быть кислотой. Кислоты Бренстеда включают
HCl, H ₂ S, H ₂ CO ₃ , H ₂ PtF ₆ ,
NH ₄ ⁺ , HSO ₄ ^— и HMnO ₄ .

базы Брнстеда могут быть идентифицированы по их структурам Льюиса.
Согласно модели Брнстеда, основанием является любой ион или молекула
который может принимать протон.Чтобы понять последствия этого
определения, посмотрите, как прототипная база, OH ^—
ион, принимает протон.

Единственный способ принять ион H ⁺ — это сформировать
ковалентная связь с ним. Для образования ковалентной связи с H ⁺
иона, не имеющего валентных электронов, база должна обеспечивать оба
электроны, необходимые для образования связи.Таким образом, только соединения, которые
пары несвязывающих валентных электронов могут действовать как H ⁺ -ион
акцепторы или базы Бренстеда.

Следующие ниже соединения, например, могут действовать как Brnsted
оснований, потому что все они содержат несвязывающие пары электронов.

Модель Брнстеда расширяет список потенциальных баз до
включают любой ион или молекулу, которая содержит одну или несколько пар
несвязывающие валентные электроны.Брнстедское определение базы
применяется к такому количеству ионов и молекул, что почти легче
подсчитывать вещества, такие как следующие, которые нельзя Бренстед
основания, потому что у них нет пар несвязывающей валентности
электроны.

Роль воды в
Теория Брнстеда

Теория Брнстеда объясняет роль воды в кислотно-щелочной
реакции.

• Вода диссоциирует с образованием ионов за счет переноса H ⁺
  ион от одной молекулы, действующий как кислота к другой
  молекула, выступающая в качестве основы.

• Кислоты реагируют с водой, отдавая ион H ⁺
  к нейтральной молекуле воды с образованием H ₃ O ⁺
  ион.

• Основания реагируют с водой, принимая ион H ⁺
  из молекулы воды с образованием иона OH ^—.

• Молекулы воды могут действовать как промежуточные соединения в кислотно-основных
  реакции с получением ионов H ⁺ из кислоты

, а затем теряет эти ионы H ⁺ на основание.

Модель Брнстеда может быть расширена на кислотно-основные реакции в
другие растворители.Например, в жидкости наблюдается небольшая тенденция
аммиак для переноса иона H ⁺ из одного NH ₃
молекулы к другой с образованием NH ₄ ⁺ и NH ₂ ^—
ионы.

По аналогии с химией водных растворов делаем вывод
что кислоты в жидком аммиаке включают любой источник NH ₄ ⁺
ион, и эти основания включают любой источник NH ₂ ^—
ион.

Модель Брнстеда может быть расширена даже на реакции, которые
не встречаются в растворе. Классический пример газовой фазы
кислотно-щелочная реакция встречается, когда открытые емкости с
затем проводится концентрированная соляная кислота и водный раствор аммиака.
друг другу. Вскоре образуется белое облако хлорида аммония,
газообразный HCl, выходящий из одного раствора, вступает в реакцию с NH ₃
газ от другого.

Эта реакция включает перенос иона H ⁺
от HCl до NH ₃ и, следовательно, является кислотно-основным
реакция, даже если она происходит в газовой фазе.

Разница между кислотными и основными оксидами

Основное различие — кислотные и основные оксиды

Оксид — это любое химическое соединение, содержащее один или несколько атомов кислорода. Оксиды могут быть кислотными или основными в зависимости от их химического состава, реакций и pH. Кислые оксиды реагируют с водой, образуя кислый раствор. Они могут реагировать с основанием с образованием соли. Основные оксиды реагируют с водой, образуя щелочной раствор, и они могут реагировать с кислотой с образованием соли.Кислые оксиды имеют низкий pH, тогда как основные оксиды имеют высокий pH. Однако основное различие между кислотными оксидами и основными оксидами состоит в том, что кислотных оксидов образуют кислоты при растворении в воде, а основные оксиды образуют основания при растворении в воде.

Основные зоны покрытия

1. Что такое кислый оксид
— Определение, химические свойства, оксиды неметаллов, примеры
2. Что такое основной оксид
— Определение, химические свойства, оксиды металлов, примеры
3.В чем разница между кислотными и основными оксидами
— Сравнение основных различий

Ключевые термины: кислота, ангидриды кислот, кислый оксид, основание, основные ангидриды, основной оксид, оксид неметалла, оксид металла, оксид, pH, соль

Что такое кислый оксид

Кислые оксиды — это соединения, которые при растворении в воде могут образовывать кислый раствор. Кислые оксиды образуются, когда неметалл реагирует с кислородом. Иногда кислые оксиды образуются, когда металлы (с более высокой степенью окисления) также реагируют с кислородом.Кислые оксиды реагируют с водой с образованием водных кислот.

Кислые оксиды относятся к категории ангидридов кислот . Это потому, что они производят кислотное соединение этого оксида при растворении в воде. Например, диоксид серы называется сернистым ангидридом, а триоксид серы — серным ангидридом. Кислые оксиды могут реагировать с основанием с образованием его соли.

Обычно кислотные оксиды имеют низкие температуры плавления и низкие температуры кипения, за исключением оксидов, таких как диоксид кремния, которые имеют тенденцию образовывать гигантские молекулы.Эти оксиды растворяются в основаниях и образуют соль и воду. Когда кислый оксид растворяется в воде, это снижает pH пробы воды из-за образования ионов H ⁺ . Некоторые общие примеры кислотных оксидов: CO ₂ , P ₂ O ₅ , NO ₂ , SO ₃ и т. Д.

Рисунок 1: SO3 — это оксид неметалла (кислый оксид)

Оксиды неметаллов

Оксиды неметаллов — это оксидные соединения, образованные неметаллическими элементами.Большинство блочных элементов p — неметаллы. Они образуют различные оксидные соединения. Оксиды неметаллов являются ковалентными соединениями, поскольку они разделяют электроны с атомами кислорода, образуя молекулы оксидов. Большинство оксидов неметаллов после реакции с водой дают кислоты. Следовательно, оксиды неметаллов являются кислотными соединениями. Например, когда SO ₃ растворяется в воде, образуется раствор H ₂ SO ₄ , который имеет высокую кислотность. Оксиды неметаллов реагируют с основаниями с образованием солей.

Что такое основной оксид

Основные оксиды, также называемые ангидридами оснований , представляют собой соединения, которые могут образовывать щелочной раствор при растворении в воде.Основные оксиды образуются в результате реакции кислорода с металлами. Из-за разницы в электроотрицательности кислорода и металлов большинство основных оксидов имеют ионную природу. Таким образом, они имеют ионные связи между атомами.

Основные оксиды активно реагируют с водой с образованием основных соединений. Эти оксиды реагируют с кислотами и образуют соль и воду. Когда в воду добавляют основной оксид, pH воды увеличивается из-за образования гидроксильных ионов (OH ^— ). Некоторые примеры обычных основных оксидов: Na ₂ O, CaO, MgO и т. Д.Следовательно, оксиды металлов — это в основном оксиды основного характера.

Рис. 2: MgO — это основной оксид. Это оксид металла.

Оксиды металлов

Оксиды металлов — это химические соединения, содержащие металл и один или несколько атомов кислорода. Здесь степень окисления кислорода составляет -2, и это, по сути, анион, тогда как металл — катион. Щелочные металлы (элементы группы 1), щелочноземельные металлы (элементы группы 2) и переходные металлы (некоторые элементы d-блока) образуют основные оксиды.Но металлы с высокой степенью окисления могут образовывать оксиды ковалентной природы. Они более кислые, чем щелочные.

Число атомов кислорода, которые связываются с ионом металла, зависит от степени окисления иона металла. Щелочные металлы образуют только одновалентные катионы. Следовательно, они образуют только оксиды типа M ₂ O (где M — ион металла, а O — оксидный анион). Щелочноземельные металлы образуют двухвалентные катионы. Следовательно, они образуют оксиды типа МО. Эти соединения являются основными.

Разница между кислотными и основными оксидами

Определение

Кислые оксиды: Кислые оксиды — это соединения, которые могут образовывать кислый раствор при растворении в воде.

Основные оксиды: Основные оксиды — это соединения, которые могут образовывать щелочной раствор при растворении в воде.

Формация

Кислые оксиды: Кислые оксиды образуются, когда кислород вступает в реакцию с неметаллами.

Основные оксиды: Основные оксиды образуются при взаимодействии кислорода с металлами.

Реакция с водой

Кислые оксиды: Кислые оксиды реагируют с водой с образованием кислотных соединений.

Основные оксиды: Основные оксиды реагируют с водой с образованием основных соединений.

Реакция с кислотами

Кислотные оксиды: Кислые оксиды не реагируют с кислотами.

Основные оксиды: Основные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль.

Реакция с основаниями

Кислые оксиды: Кислые оксиды реагируют с основаниями, образуя соль.

Основные оксиды: Основные оксиды не реагируют с основаниями.

Облигации

Кислотные оксиды: Кислые оксиды имеют ковалентные связи.

Основные оксиды: Основные оксиды имеют ионные связи.

Влияние на pH

Кислые оксиды: Растворение кислотных оксидов в воде снижает pH.

Основные оксиды: Растворение основных оксидов в воде вызывает повышение pH.

Другие названия

Кислотные оксиды: Кислые оксиды также известны как ангидриды кислот.

Основные оксиды: Основные оксиды также называются основными ангидридами.

Заключение

Оксиды — это соединения, в которых по крайней мере один атом кислорода связан с другим элементом. Этот элемент может быть металлическим или неметаллическим. В зависимости от свойств оксиды могут быть кислотными или основными. Если конкретный оксид может реагировать с кислотой, но не с основанием, он называется основным оксидом. Если оксид реагирует с основанием, но не с кислотами, это кислотный оксид. Ключевое различие между кислотными и основными оксидами заключается в том, что кислотные оксиды образуют кислоты при растворении в воде, тогда как основные оксиды образуют основания при растворении в воде.

Артикул:

1. «Кислый оксид». Википедия, Фонд Викимедиа, 29 декабря 2017 г., доступно здесь.
2. Либретексты. «Оксиды». Chemistry LibreTexts, Libretexts, 23 августа 2017 г., доступно здесь.

Изображение предоставлено:

1. «Трехокись серы SO3» Автор Yikrazuul — собственная работа (общественное достояние) через Commons Wikimedia
2. Предполагается, что «оксид магния» — автор Walkerma — предполагается собственная работа (на основании заявлений об авторских правах) (общественное достояние) через Commons Wikimedia

Что такое кислотный дождь? | Кислотный дождь

Кислотный дождь или кислотное осаждение — это широкий термин, который включает любую форму осадков с кислотными компонентами, такими как серная или азотная кислота, которые выпадают на землю из атмосферы во влажной или сухой форме.Это может быть дождь, снег, туман, град или даже кислая пыль.

Что вызывает кислотный дождь?

Это изображение иллюстрирует путь кислотных дождей в нашей окружающей среде: (1) Выбросы SO ₂ и NO _x выбрасываются в воздух, где (2) загрязнители превращаются в частицы кислоты, которые могут переноситься на большие расстояния. . (3) Эти кислотные частицы затем падают на землю в виде влажных и сухих отложений (пыль, дождь, снег и т. Д.) И (4) могут оказывать вредное воздействие на почву, леса, ручьи и озера.

Кислотный дождь возникает, когда диоксид серы (SO ₂ ) и оксиды азота (NO _X ) выбрасываются в атмосферу и переносятся ветром и воздушными потоками. SO ₂ и NO _X реагируют с водой, кислородом и другими химическими веществами с образованием серной и азотной кислот. Затем они смешиваются с водой и другими материалами, прежде чем упасть на землю.

В то время как небольшая часть SO ₂ и NO _X , вызывающих кислотные дожди, поступает из природных источников, таких как вулканы, большая их часть происходит от сжигания ископаемого топлива.Основными источниками SO ₂ и NO _X в атмосфере являются:

• Сжигание ископаемого топлива для производства электроэнергии. Две трети SO ₂ и одна четверть NO _X в атмосфере поступают от генераторов электроэнергии.
• Транспортные средства и тяжелая техника.
• Обрабатывающая, нефтеперерабатывающая и другие отрасли промышленности.

Ветры могут дуть SO ₂ и NO _X на большие расстояния и через границы, делая кислотные дожди проблемой для всех, а не только для тех, кто живет рядом с этими источниками.

Начало страницы

Формы кислотного осаждения

Мокрое осаждение

Влажное осаждение — это то, что мы чаще всего называем кислотным дождем . Образовавшиеся в атмосфере серная и азотная кислоты падают на землю вместе с дождем, снегом, туманом или градом.

Сухое осаждение

Кислые частицы и газы могут также осаждаться из атмосферы в отсутствие влаги, как сухое осаждение .Кислые частицы и газы могут быстро осаждаться на поверхности (водоемы, растительность, здания) или могут реагировать во время атмосферного переноса с образованием более крупных частиц, которые могут быть вредными для здоровья человека. Когда накопленные кислоты смываются с поверхности следующим дождем, эта кислая вода течет по земле и через нее и может нанести вред растениям и животным, таким как насекомые и рыбы.

Количество кислотности в атмосфере, которая откладывается на земле в результате сухого осаждения, зависит от количества осадков, выпадающих на данной территории.Например, в пустынных районах соотношение сухих и влажных отложений выше, чем в районах, где ежегодно выпадает несколько дюймов дождя.

Начало страницы

Измерение кислотных дождей

Кислотность и щелочность измеряются по шкале pH, для которой 7,0 является нейтральным. Чем ниже pH вещества (менее 7), тем оно более кислое; чем выше pH вещества (более 7), тем оно более щелочное. Нормальный дождь имеет pH около 5,6; он слабокислый, потому что углекислый газ (CO ₂ ) растворяется в нем, образуя слабую угольную кислоту.Кислотный дождь обычно имеет pH от 4,2 до 4,4.

Политики, ученые-исследователи, экологи и разработчики моделей полагаются на Национальную сеть тенденций (NTN) Национальной программы атмосферных отложений (NADP) для измерения влажных отложений. NADP / NTN собирает кислотные дожди более чем на 250 объектах мониторинга в США, Канаде, Аляске, Гавайях и Виргинских островах США. В отличие от влажного осаждения измерение сухого осаждения сложно и дорого. Оценки сухого осаждения загрязняющих веществ, содержащих азот и серу, предоставлены Сетью по состоянию и тенденциям в области чистого воздуха (CASTNET).CASTNET измеряет концентрации в воздухе более чем в 90 точках.

Когда кислотные отложения смываются в озера и ручьи, некоторые из них могут стать кислыми. Сеть долгосрочного мониторинга (LTM) измеряет и отслеживает химический состав поверхностных вод более чем на 280 участках, чтобы предоставить ценную информацию о здоровье водных экосистем и о том, как водные объекты реагируют на изменения в выбросах, вызывающих кислоту, и кислотных осаждениях.

Начало страницы

Затем узнайте о влиянии кислотного дождя.

Или узнайте больше о:

.