Вода несолеобразующий оксид: Химические свойства оксидов

Содержание

Кислотные оксиды

ВодородВодород

1,008

1s¹

2,2

Бесцветный газ

t°_пл=-259°C

t°_кип=-253°C

ГелийГелий

4,0026

1s²

Бесцветный газ

t°_кип=-269°C

ЛитийЛитий

6,941

2s¹

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=180°C

t°_кип=1317°C

БериллийБериллий

9,0122

2s²

1,57

Светло-серый металл

t°_пл=1278°C

t°_кип=2970°C

БорБор

10,811

2s² 2p¹

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°_пл=2300°C

t°_кип=2550°C

УглеродУглерод

12,011

2s² 2p²

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°_пл=3550°C

t°_кип=4830°C

АзотАзот

14,007

2s² 2p³

3,04

Бесцветный газ

t°_пл=-210°C

t°_кип=-196°C

КислородКислород

15,999

2s² 2p⁴

3,44

Бесцветный газ

t°_пл=-218°C

t°_кип=-183°C

ФторФтор

18,998

2s² 2p⁵

4,0

Бледно-желтый газ

t°_пл=-220°C

t°_кип=-188°C

НеонНеон

20,180

2s² 2p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-249°C

t°_кип=-246°C

НатрийНатрий

22,990

3s¹

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=98°C

t°_кип=892°C

МагнийМагний

24,305

3s²

1,31

Серебристо-белый металл

t°_пл=649°C

t°_кип=1107°C

АлюминийАлюминий

26,982

3s² 3p¹

1,61

Серебристо-белый металл

t°_пл=660°C

t°_кип=2467°C

КремнийКремний

28,086

3s² 3p²

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°_пл=1410°C

t°_кип=2355°C

ФосфорФосфор

30,974

3s² 3p³

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°_пл=44°C

t°_кип=280°C

СераСера

32,065

3s² 3p⁴

2,58

Светло-желтый порошок

t°_пл=113°C

t°_кип=445°C

ХлорХлор

35,453

3s² 3p⁵

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°_пл=-101°C

t°_кип=-35°C

АргонАргон

39,948

3s² 3p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-189°C

t°_кип=-186°C

КалийКалий

39,098

4s¹

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=64°C

t°_кип=774°C

КальцийКальций

40,078

4s²

1,0

Серебристо-белый металл

t°_пл=839°C

t°_кип=1487°C

СкандийСкандий

44,956

3d¹ 4s²

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°_пл=1539°C

t°_кип=2832°C

ТитанТитан

47,867

3d² 4s²

1,54

Серебристо-белый металл

t°_пл=1660°C

t°_кип=3260°C

ВанадийВанадий

50,942

3d³ 4s²

1,63

Серебристо-белый металл

t°_пл=1890°C

t°_кип=3380°C

ХромХром

51,996

3d⁵ 4s¹

1,66

Голубовато-белый металл

t°_пл=1857°C

t°_кип=2482°C

МарганецМарганец

54,938

3d⁵ 4s²

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°_пл=1244°C

t°_кип=2097°C

ЖелезоЖелезо

55,845

3d⁶ 4s²

1,83

Серебристо-белый металл

t°_пл=1535°C

t°_кип=2750°C

КобальтКобальт

58,933

3d⁷ 4s²

1,88

Серебристо-белый металл

t°_пл=1495°C

t°_кип=2870°C

НикельНикель

58,693

3d⁸ 4s²

1,91

Серебристо-белый металл

t°_пл=1453°C

t°_кип=2732°C

МедьМедь

63,546

3d¹⁰ 4s¹

1,9

Золотисто-розовый металл

t°_пл=1084°C

t°_кип=2595°C

ЦинкЦинк

65,409

3d¹⁰ 4s²

1,65

Голубовато-белый металл

t°_пл=420°C

t°_кип=907°C

ГаллийГаллий

69,723

4s² 4p¹

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=30°C

t°_кип=2403°C

ГерманийГерманий

72,64

4s² 4p²

2,0

Светло-серый полуметалл

t°_пл=937°C

t°_кип=2830°C

МышьякМышьяк

74,922

4s² 4p³

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°_субл=613°C

(сублимация)

СеленСелен

78,96

4s² 4p⁴

2,55

Хрупкий черный минерал

t°_пл=217°C

t°_кип=685°C

БромБром

79,904

4s² 4p⁵

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°_пл=-7°C

t°_кип=59°C

КриптонКриптон

83,798

4s² 4p⁶

3,0

Бесцветный газ

t°_пл=-157°C

t°_кип=-152°C

РубидийРубидий

85,468

5s¹

0,82

Серебристо-белый металл

t°_пл=39°C

t°_кип=688°C

СтронцийСтронций

87,62

5s²

0,95

Серебристо-белый металл

t°_пл=769°C

t°_кип=1384°C

ИттрийИттрий

88,906

4d¹ 5s²

1,22

Серебристо-белый металл

t°_пл=1523°C

t°_кип=3337°C

ЦирконийЦирконий

91,224

4d² 5s²

1,33

Серебристо-белый металл

t°_пл=1852°C

t°_кип=4377°C

НиобийНиобий

92,906

4d⁴ 5s¹

1,6

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2468°C

t°_кип=4927°C

МолибденМолибден

95,94

4d⁵ 5s¹

2,16

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2617°C

t°_кип=5560°C

ТехнецийТехнеций

98,906

4d⁶ 5s¹

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°_пл=2172°C

t°_кип=5030°C

РутенийРутений

101,07

4d⁷ 5s¹

2,2

Серебристо-белый металл

t°_пл=2310°C

t°_кип=3900°C

РодийРодий

102,91

4d⁸ 5s¹

2,28

Серебристо-белый металл

t°_пл=1966°C

t°_кип=3727°C

ПалладийПалладий

106,42

4d¹⁰

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1552°C

t°_кип=3140°C

СереброСеребро

107,87

4d¹⁰ 5s¹

1,93

Серебристо-белый металл

t°_пл=962°C

t°_кип=2212°C

КадмийКадмий

112,41

4d¹⁰ 5s²

1,69

Серебристо-серый металл

t°_пл=321°C

t°_кип=765°C

ИндийИндий

114,82

5s² 5p¹

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=156°C

t°_кип=2080°C

ОловоОлово

118,71

5s² 5p²

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=232°C

t°_кип=2270°C

СурьмаСурьма

121,76

5s² 5p³

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°_пл=631°C

t°_кип=1750°C

ТеллурТеллур

127,60

5s² 5p⁴

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°_пл=450°C

t°_кип=990°C

ИодИод

126,90

5s² 5p⁵

2,66

Черно-серые кристаллы

t°_пл=114°C

t°_кип=184°C

КсенонКсенон

131,29

5s² 5p⁶

2,6

Бесцветный газ

t°_пл=-112°C

t°_кип=-107°C

ЦезийЦезий

132,91

6s¹

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°_пл=28°C

t°_кип=690°C

БарийБарий

137,33

6s²

0,89

Серебристо-белый металл

t°_пл=725°C

t°_кип=1640°C

ЛантанЛантан

138,91

5d¹ 6s²

1,1

Серебристый металл

t°_пл=920°C

t°_кип=3454°C

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=798°C

t°_кип=3257°C

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=931°C

t°_кип=3212°C

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1010°C

t°_кип=3127°C

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°_пл=1080°C

t°_кип=2730°C

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1072°C

t°_кип=1778°C

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=822°C

t°_кип=1597°C

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1311°C

t°_кип=3233°C

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1360°C

t°_кип=3041°C

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1409°C

t°_кип=2335°C

ГольмийГольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1470°C

t°_кип=2720°C

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1522°C

t°_кип=2510°C

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1545°C

t°_кип=1727°C

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=824°C

t°_кип=1193°C

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1656°C

t°_кип=3315°C

ГафнийГафний

178,49

5d² 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2150°C

t°_кип=5400°C

ТанталТантал

180,95

5d³ 6s²

Серый металл

t°_пл=2996°C

t°_кип=5425°C

ВольфрамВольфрам

183,84

5d⁴ 6s²

2,36

Серый металл

t°_пл=3407°C

t°_кип=5927°C

РенийРений

186,21

5d⁵ 6s²

Серебристо-белый металл

t°_пл=3180°C

t°_кип=5873°C

ОсмийОсмий

190,23

5d⁶ 6s²

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=3045°C

t°_кип=5027°C

ИридийИридий

192,22

5d⁷ 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2410°C

t°_кип=4130°C

ПлатинаПлатина

195,08

5d⁹ 6s¹

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1772°C

t°_кип=3827°C

ЗолотоЗолото

196,97

5d¹⁰ 6s¹

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°_пл=1064°C

t°_кип=2940°C

РтутьРтуть

200,59

5d¹⁰ 6s²

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°_пл=-39°C

t°_кип=357°C

ТаллийТаллий

204,38

6s² 6p¹

Серебристый металл

t°_пл=304°C

t°_кип=1457°C

СвинецСвинец

207,2

6s² 6p²

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°_пл=328°C

t°_кип=1740°C

ВисмутВисмут

208,98

6s² 6p³

Блестящий серебристый металл

t°_пл=271°C

t°_кип=1560°C

ПолонийПолоний

208,98

6s² 6p⁴

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=254°C

t°_кип=962°C

АстатАстат

209,98

6s² 6p⁵

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=302°C

t°_кип=337°C

РадонРадон

222,02

6s² 6p⁶

2,2

Радиоактивный газ

t°_пл=-71°C

t°_кип=-62°C

ФранцийФранций

223,02

7s¹

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=27°C

t°_кип=677°C

РадийРадий

226,03

7s²

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=700°C

t°_кип=1140°C

АктинийАктиний

227,03

6d¹ 7s²

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=1047°C

t°_кип=3197°C

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°_пл=1132°C

t°_кип=3818°C

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

РезерфордийРезерфордий

267

6d² 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

ДубнийДубний

268

6d³ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

СиборгийСиборгий

269

6d⁴ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

БорийБорий

270

6d⁵ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

ХассийХассий

277

6d⁶ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

МейтнерийМейтнерий

278

6d⁷ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

ДармштадтийДармштадтий

281

6d⁹ 7s¹

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

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

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

Химические свойства оксидов — Персональный сайт учителя химии Куликовой Надежды Владимировны

Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ

1. Основной оксид + кислота (образуется соль + вода)

Кислоты должны существовать в виде раствора (не реагируют кремниевая, сероводородная, угольная)

Li2O + 2HCl= 2LiCl+ h3O,

NiO + h3SO4 = NiSO4 + h3O

2. Основный оксид + вода (образуется щелочь)

В реакцию вступают только 8 оксидов: IA группа, СаО, SrO, ВаО)

Оксид реагирует с водой только если в результате образуется растворимый гидроксид (щелочь).

Li2O + h3O = 2LiOH

BaO + h3O = Ba(OH)2

3. Основный оксид + кислотный оксид (образуется соль)

Соль должна быть устойчива.

BaO + CO2 = BaCO3,

FeO + SO3 = FeSO4,

CuO + N2O5 = Cu(NO3) 2

СаО + SO2 = CaSO3

4. Реакции оснóвных оксидов с восстановителями.

Многие оснóвные оксиды могут быть восстановлены до металла более активным металлом или неметаллом-восстановителем

В качестве восстановителей используют: СО, С, водород, алюминий, магний.

С водородом реагируют оксиды неактивных металлов.

FeO + h3 = Fe + h3O (при нагревании)

Fe2O3 + h3 = 2FeO + h3O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.

5. Окисление до более высоких степеней окисления.

Осуществима, если металл может иметь несколько оксидов с разными степенями окисления.

4FeO + O2 = 2Fe2O3

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ

К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов и некоторые оксиды металлов групп Б, если металлы в этих оксидах находятся в высших степенях окисления (+4,+5,+6,+7) , например, CrO3, Mn2O7.

газы: СО2, N2O3, SO2, SeO2),

жидкости : Mn2O7

твердые вещества : B2O3, SiO2, N2O5, P4O6, P4O10, I2O5, CrO3).

1. Кислотный оксид + вода → кислота

Оксид реагирует с водой, если в результате образуется растворимый гидроксид.

Не реагирует с водой SiO2.

N2O3 + h3O = 2HNO2

SO2 + h3O = h3SO3

N2O5 + h3O = 2HNO3

SO3 + h3O = h3SO4

2. Кислотный оксид + основный оксид→ соль

Соль должна быть устойчива.

CO2 + CaO = CaCO3

P2O5 + 6FeO = 2Fe3(PO4)2 (при нагревании)

N2O5 + ZnO = Zn(NO3)2

3. Кислотный оксид + основание (щелочь) → соль + вода

Реакция возможна только со щелочами.

SO3, CrO3, N2O5, Cl2O7) реагирует и с нерастворимыми (слабыми) основаниями.

CO2 + Ca(OH) 2 = CaCO3 + h3O

SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + h3O (при нагревании),

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + h3O,

N2O5 + 2KOH = 2KNO3 + h3O.

4. Кислотный оксид + соль более летучей кислоты → соль + летучий оксид

Твёрдые, нелетучие оксиды (SiO2,P2O5) вытесняют из солей летучие.

SiO2 + K2CO3 = K2SiO3 + CO2

(при нагревании)

4. Окисление оксидов до более высокой степени окисления:

Для элементов, которые образуют несколько оксидов с разной степенью окисления

а) кислородом:

2СО + О2 = 2СО2

2SO2 + O2 ⇆ 2SO3

б) озоном:

NO + O3 = NO2 + O2

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ

К амфотерным оксидам относят ZnO, Al2O3, BeO, PbO, Fe2O3, Cr2O3 и некоторые другие оксиды.

Амфотерные оксиды обладают свойствами и оснóвных, и кислотных оксидов.

ОСНОВНЫЕ СВОЙСТВА

1. Оксид + кислота → соль + вода

Только с сильными кислотами

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + h3O

Al2O3 + HNO3 = Al(NO3)3 +h3O

2. Кислотный оксид + амфотерный оксид→ соль

Соль должна быть устойчива

ZnO+ SiO2 = ZnSiO3

КИСЛОТНЫЕ СВОЙСТВА

1. При сплавлении с оксидами металлов образует соли, в которых амфотерный металл образует кислотный остаток :

ZnO + Na₂O = Na₂ZnO2.

2. Амфотерный оксид + раствор щелочи → раствор гидроксокомплекса

Al2O3 + KOH +h3O = K[Al(OH)4]

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

3. Амфотерный оксид + расплав щелочи → соль + вода

Реагируют с расплавами щелочей – образуя соли, при этом проявляют свойства кислотных оксидов.

Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + h3O (при нагревании)

ZnO + 2KOH =K2ZnO2 + h3O (при нагревании)

Вещества, образуемые катионами амфотерных металлов в щелочной среде

4. Амфотерный оксид + карбонаты щелочных металлов → соль + газ

При сплавлении могут взаимодействовать с карбонатами щелочных металлов, как со щелочами.

Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2(при нагревании)

ZnO + Na2CO3 = Na2ZnO2+ CO2(при нагревании)

5. Взаимодействие с сильными восстановителями:

ZnO + C = Zn + CO;

ZnO + CO = Zn + CO2;

ZnO + h3 = Zn + h3O

Fe2O3 + h3 = 2FeO + h3O,

Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ МЕТАЛЛОВ

ОКСИДЫ МЕТАЛЛОВ II ГРУППЫ А — ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ:

MgO (жженная магнезия), CaO (негашёная известь, жжёная известь, кипелка. Порошок белого цвета), SrO. ВaО

Негашенная известь при спекании с углеродом дает карбид кальция

СаО + 3С = СаС2 + СО↑

III ГРУППА А ОКСИД АЛЮМИНИЯ А12О3 — АМФОТЕРНЫЙ

с преобладание основных свойств

Al2O3 — очень твердый белого цвета(корунд), тугоплавкий — 2050⁰С.

Реагирует с солями летучих кислотс образованием алюминатов и газообразного вещества.

А12O3 + Na2CO₃ (тв) = 2NaA1O2 + СO2↑

I ГРУППА Б

ОКСИДЫ МЕДИ.

ОКСИД МЕДИ (I) твердое вещество красного цвета, нерастворимые в воде, имеют основный характер.

1. Взаимодействует с разбавленной серной кислотой с образование меди, сульфата меди (II), воды.

Cu2O + h3SO4 = Cu + CuSO4 + h3O

2. Взаимодействует с водным растворoм аммиака с образованием гидроксида диамин меди.

Cu2O + 4Nh4 + h3O = 2[Cu(Nh4)2OH]

ОКСИД МЕДИ (II) твердое вещество черного цвета, нерастворимые в воде, имеют амфотерный характер.

Взаимодействует с растворами щелочей

CuO + NaOH + h3O = Na2[Cu(OН)4] (тетрагидроксокупрат)

Восстанавливается при нагревании водородом, углеродом, угарным газом, аммиаком и более активными металлами

→ медь + соответствующий оксид или неметалл.

ЗСuО + 2Nh4 = ЗСu + N2↑ + 3h3О

II ГРУППА Б

ОКСИД ЦИНКА.

ОКСИД ЦИНКА (II) твердое вещество белого цвета, нерастворимые в воде, имеют амфотерный характер.

Взаимодействует с растворами щелочей

ZnO + NaOH + h3O = Na2[Zn(OН)4] (тетрагидроксоцинкат)

VIII ГРУППА Б

ОКСИДЫ ЖЕЛЕЗА

ОКСИД ЖЕЛЕЗА (II). ОСНОВНЫЙ

порошок черного цвета, нерастворимый в воде.

обладают восстановительными свойствами, соединения железа со степенью окисления железа +2 малоустойчивы они легко превращаются в соединения железа (III) под действием окислителей:

3FeO + 10HNO3 = 3Fe(NO3)3 + NO↑ + 5h3O

Fe₂O₃ — ОКСИД ЖЕЛЕЗА (III) АМФОТЕРНЫЙ

Твердое вещество бурого цвета, нерастворимое в воде

Оксид образуется при сжигании сульфидов железа, например, при обжиге пирита:

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

или при прокаливании солей железа:

2FeSO₄ →Fe₂O₃ + SO₂↑ + SO₃↑

ИНДИВИДУАЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ОКСИДОВ НЕМЕТАЛЛОВ

IV группа А ОКСИДЫ УГЛЕРОДА.

CO — НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЙ

Угарный газ – бесцветный, без запаха, плохо растворим в воде, токсичен, ядовит

Молекула оксида углерода (II) имеет линейное строение. Между атомами углерода и кислорода образуется тройная связь, за счѐт дополнительной донорно-акцепторной связи.

CO2 -КИСЛОТНЫЙ

Углекислый газ – без цвета, без запаха, при сжижении образует «сухой лед»

Качественной реакцией для обнаружения углекислого газа является помутнение известковой воды:

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + h3O.

ОКСИД КРЕМНИЯ (IV) SIO2 – КИСЛОТНЫЙ оксид.

В природе – речной песок, кварц, кремнезем. Оксид без цвета, без запаха, единственный из кислотных нерастворимый

в воде.

Имеет атомную кристаллическую решетку.

1) Из кислот реагирует только с плавиковой или с газообразным фтороводородом:

SiO2 + 6HF(г) = SiF4 + h3O

SiO2 + 6HF(р-р)= h3[SiF6] + 2h3O

2) При температуре выше 1000 °С реагирует с активными металлами, при этом\nобразуется кремний:

SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO

или при избытке восстановителя – силициды:

SiO2 + 4Mg = Mg2Si + 2MgO.

3) Взаимодействие с неметаллами.

с водородом: SiO2 + 2Н2 = Si + 2Н2O,

с углеродом: SiO2 + 3С = SiС + 2СO.

V ГРУППА А ОКСИДЫ АЗОТА

N₂O ОКСИД АЗОТА (I) ЗАКИСЬ АЗОТА, «веселящий газ“ НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЙ

Бесцветный газ, со слабым сладковатым запахом, хорошо растворим в воде.

Разлагается при 700°C с выделением кислорода:

2N2O = 2N2+ O2

2. Окислитель, поддерживает горение, как кислород.

С водородом: N2O + h3 = N2 + Н2O,

с углеродом: N2O + C = N2 + CO

с фосфором: 5N2O + 2Р = 5N2 + Р2O5

NO ОКСИД АЗОТА (II) ОКИСЬ АЗОТА НЕСОЛЕОБРАЗУЮЩИЙ

бесцветный газ, без запаха, плохо растворим в воде.

Легко окисляется кислородом и галогенами

2NO + O2 = 2NO2

Может быть окислителем, переходя в простое вещество азот: в нѐм могут гореть водород, углерод и т. п.

2NO + 2h3 =N2 + 2h3O

NO2 ОКСИД АЗОТА (IV), ДИОКСИД АЗОТА, «ЛИСИЙ ХВОСТ» КИСЛОТНЫЙ

бурый газ, специфический запах, токсичен, взаимодействует с водой — (даѐт 2 кислоты)

1. Кислотный оксид, образует с водой сразу две кислоты: азотную и азотистую:

2NO2 + h3O = HNO3 + HNO2

4NO2 + 2h3O + O2 = 4HNO3

2) со щелочами:

2NO2 +2NaOH =NaNO2+NaNO3 +h3O

2. Окислитель:

NO2 + SO2 = SO3 + NO

2NO2 + 2С = 2СO2 + N2

5NO2 + 2Р = Р2O5 + 5NO

N2O5 ОКСИД АЗОТА (V) АЗОТНЫЙ АНГИДРИД КИСЛОТНЫЙ

кристаллическое вещество, легко плавится (40°С)

1. Сильный окислитель:

2N2O5 + S = SO2 +4NO2

2. Легко разлагается (при нагревании – со взрывом):

2N2O5 = 4NO2 + O2

P2O5 (ОКСИД ФОСФОРА (V) ФОСФОРНЫЙ АНГИДРИД). КИСЛОТНЫЙ

Белые кристаллы. В парах состоит из молекул P4h20, очень гигроскопичен (используется как осушитель газов и жидкостей).

Реакция с водой – в зависимости от количества воды – образуются разные кислоты

P2O5 + h3O = 2HPO3 (метафосфорная кислота)

P2O5 +3h3O = 2h4PO4 (ортофосфорная кислота)

VI ГРУППА А ОКСИДЫ СЕРЫ

SO2 (СЕРНИСТЫЙ АНГИДРИД; СЕРНИСТЫЙ ГАЗ) КИСЛОТНЫЙ

Бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Обладает восстановительными и окислительными свойствами

SO3 (СЕРНЫЙ АНГИДРИД; СЕРНЫЙ ГАЗ) КИСЛОТНЫЙ

Бесцветная жидкость с резким запахом, хорошо растворима в воде. Обладает сильными окислительными свойствами

Взаимодействует с концентрированной серной кислотой, образуя олеум.

VII ГРУППА А ОКСИДЫ ГАЛОГЕНОВ

ФТОРИД КИСЛОРОДА ОF2

Кислород проявляет положительную степень окисления. Бесцветный газ, плохо растворимый в воде, распадается на кислород и фтор.

Фтор не образует кислородных кислот, так как не проявляет положительных степеней окисления.

оксид | химическое соединение | Британика

оксид железа

Посмотреть все СМИ

Ключевые люди:: Джозеф Пристли

Похожие темы:: вода
оксид серы
глинозем
диоксид титана
оксидный минерал

Просмотреть весь соответствующий контент →

Резюме

Прочтите краткий обзор этой темы

оксид , любое из большого и важного класса химических соединений, в которых кислород связан с другим элементом. За исключением более легких инертных газов (гелия [He], неона [Ne], аргона [Ar] и криптона [Kr]), кислород (O) образует по крайней мере один бинарный оксид с каждым из элементов.

И металлы, и неметаллы могут достигать наивысших степеней окисления (т. е. отдавать максимальное количество доступных валентных электронов) в соединениях с кислородом. Щелочные и щелочноземельные металлы, а также переходные и постпереходные металлы (в их низших степенях окисления) образуют ионные оксиды, т. е. соединения, содержащие О ^2- анион. Металлы с высокими степенями окисления образуют оксиды, связи которых имеют более ковалентный характер. Неметаллы также образуют ковалентные оксиды, которые обычно имеют молекулярный характер. Плавное изменение типа связи в оксидах от ионных к ковалентным наблюдается по мере того, как периодическая таблица перемещается от металлов слева к неметаллам справа. Такая же вариация наблюдается в реакции оксидов с водой и обусловленном этим кислотно-основном характере продуктов. Ионные оксиды металлов реагируют с водой с образованием гидроксидов (соединений, содержащих OH ⁻ ion) и образующиеся в результате основные растворы, в то время как большинство оксидов неметаллов реагируют с водой с образованием кислот и образующихся кислотных растворов ( см. в таблице).

Периодическое изменение свойств оксидов элементов третьего периода
	группа 1	группа 2	группа 13	группа 14	группа 15	группа 16	группа 17
Источник: Из W. Robinson, J. Odom, and H. Holtzclaw, Jr., Chemistry: Concepts and Models, DC Heath and Co., 1992.
реакция оксидов с водой и кислотно-щелочной характер гидроксидов	Na ₂ O дает NaOH (сильное основание)	MgO дает Mg(OH) ₂ (слабое основание)	Al ₂ O ₃ нереагирующий	SiO ₂ нереагирующий	P ₄ O ₁₀ дает H ₃ PO ₄ (слабая кислота)	SO ₃ дает H ₂ SO ₄ (сильная кислота)	Кл ₂ O ₇ дает HClO ₄ (сильная кислота)
связывание в оксидах	Na ₂ O ионный	ионный MgO	Al ₂ O ₃ ионный	SiO ₂ ковалентная	P ₄ O ₁₀ ковалентная	СО ₃ ковалентный	Cl ₂ O ₇ ковалентная

Некоторые органические соединения реагируют с кислородом или другими окислителями с образованием веществ, называемых оксидами. Так, 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 эфиры.

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

Щелочные металлы и щелочноземельные металлы образуют три различных типа бинарных соединений кислорода: (1) оксиды, содержащие оксид-ионы, O ^2– , (2) пероксиды, содержащие пероксид-ионы, 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 имеют на один отрицательный заряд меньше, чем ионы перекиси. Щелочные металлы (имеющие 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.
2МНО ₃ + 10M + тепло → 6M ₂ O + N ₂
Общее получение оксидов щелочноземельных металлов включает нагревание карбонатов металлов.
MCO ₃ + тепло → MO + CO ₂
Как оксиды щелочных металлов, так 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)
Поэтому эти соединения часто называют основными оксидами. В соответствии со своим основным поведением они реагируют с кислотами в типичных кислотно-щелочных реакциях с образованием солей и воды; Например,
М 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.

Тщательно изучены периодические тренды оксидов. В любой данный период связь в оксидах прогрессирует от ионной к ковалентной, а их кислотно-основной характер меняется от сильно основного к слабоосновному, амфотерному, слабокислому и, наконец, сильнокислому. Как правило, основность увеличивается вниз по группе (например, в оксидах щелочноземельных металлов BeO < MgO < CaO < SrO < BaO). Кислотность увеличивается с увеличением степени окисления элемента. Например, из пяти оксидов марганца MnO (в котором марганец имеет степень окисления +2) является наименее кислотным, а Mn ₂ O ₇ (содержащий Mn ⁷⁺ ) наиболее кислый. Оксиды переходных металлов со степенями окисления +1, +2 и +3 представляют собой ионные соединения, состоящие из ионов металлов и ионов оксидов. Эти оксиды переходных металлов со 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,
СоО + 2Н ₃ О ⁺ → Co ²⁺ + 3H ₂ О.
Оксиды со степенями 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.
Оксиды со 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 первую очередь обнаруживается у металлоидных элементов или их близких соседей.

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

свойств оксидов, основных оксидов, кислотных оксидов. Получение оксидов. Оксиды азота

Свойства оксидов

Оксиды — сложные химические вещества, представляющие собой простые химические соединения элементов с кислородом. Они солеобразующие и не образуют соли .
Различают 3 вида солеобразующих оксидов: Основные оксиды (от слова «Основной»), Кислотные оксиды и Амфотерные оксиды .
Примером оксидов, не образующих соли, может быть: NO (оксид азота) – бесцветный газ, не имеющий запаха. Он образуется в результате электрических бурь в атмосфере. CO (окись углерода) газ без запаха, образуется при сгорании угля. Обычно его называют угарным газом.
Есть и другие оксиды, которые не образуют солей.
Теперь рассмотрим каждый тип солеобразующих оксидов.

Основные оксиды

Основные оксиды — это оксиды сложных химических веществ, которые образуют соли при химической реакции с кислотами или кислыми оксидами и не реагируют с основаниями или основными оксидами. Например, к основным оксидам относятся следующие:
K ₂ O (оксид калия), CaO (оксид кальция), FeO (оксид железа 2-валентный).
Рассмотрим химические свойства оксидов примеры

1. Реакция с водой:

— реагирует с водой и образует основание (или щелочь)
CaO+H ₂ O → Ca(OH) ₂ (реакция, известная как известкование, она выделяет большое количество тепла!)

2. реагировать с кислотами:

реакция с кислотой и образованием соли и воды (раствор соли в воде)
CaO+H ₂ SO ₄ → CaSO ₄ + H ₂ O (Кристаллы этого вещества CaSO ₄ повсеместно известны как «гипс»).

3. реагируют с кислыми оксидами: образуют соли

CaO+CO ₂ →CaCO ₃ (Это вещество известно как мел!)

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды представляют собой сложные химические оксиды веществ, которые образуют соли в результате химических реакций с основаниями или основными оксидами и не реагируют с кислыми оксидами.

Примерами кислотных оксидов могут быть:
CO ₂ (всем известный диоксид углерода), P ₂ O ₅ — оксид фосфора (образуется на воздухе при сжигании белого фосфора), SO ₃ — оксид серы (VI) — вещество, используемое для серной кислота

— химическая реакция с водой

CO ₂ +H ₂ O→H ₂ CO ₃ — вещество — угольная кислота — одна из слабых кислот, ее добавляют в газированную воду для «пузырьков» газа. С повышением температуры растворимость газа в воде уменьшается, и излишки выходят наружу в виде пузырьков.

— реакция со щелочами (основаниями):

CO ₂ +2NaOH→Na ₂ CO ₃ +H ₂ O — образованное вещество (соль) широко используется в сельском хозяйстве. Ее называют кальцинированной или стиральной содой, она отлично очищает пригоревшие кастрюли, жир, пригар. Голыми руками работать не рекомендую!

— реакция с основными оксидами:

CO ₂ +MgO→MgCO ₃ получается соль карбоната магния, также называемая «горькой солью».

Оксиды амфотерные

Амфотерные оксиды — это сложные химические вещества, также оксиды, образующие соли при химических реакциях с кислотами (или кислые оксиды ) и с основаниями ( или основные оксиды ). Наиболее часто используется слово «амфотерный» для оксидов металлов .

Пример амфотерных оксидов может быть:
ZnO — оксид цинка (белый порошок, часто используемый в медицине для изготовления масок и кремов), Al ₂ O ₃ — оксид алюминия (также называемый «глинозем»).

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

— реакция с кислым оксидом:
ZnO+H ₂ CO ₃ → ZnCO ₃ + H ₂ O — Образуемое вещество, состав соли карбоната цинка в воде.

— основа реакции:
ZnO+2NaOH→Na ₂ ZnO ₂ +H ₂ O — полученное вещество представляет собой двойную соль натрия и цинка.

Получение оксидов

Получение оксидов производят различными способами. Это может происходить физическими и химическими методами. Самый простой способ — химическая реакция простых элементов с кислородом. Например, в результате процесса горения одним из продуктов этой химической реакции являются оксиды .
Например, если в колбу с кислородом поместить раскаленные докрасна железные стержни (можно взять цинк Zn, олово Sn, свинец Pb, медь Cu, собственно то, что у вас есть) поместить в колбу с кислородом, то произойдет химическая реакция окисления, т. е. сопровождается яркой вспышкой и искрами. Продукт реакции — черный порошок оксида железа FeO (Например, если это было железо):
2Fe+O ₂ → 2FeO

Полностью аналогичны химические реакции окисления для других металлов и неметаллов, такие как:
Цинк сгорает в кислороде с образованием оксида цинка
.
2Zn+O ₂ →2ZnO

При горении угля образуются два оксида: монооксид углерода и диоксид углерода
.
2C+O ₂ →2CO — образование монооксида углерода.
C+O ₂ →CO ₂ – образование двуокиси углерода. Этот газ образуется при наличии кислорода в более чем достаточном количестве, то есть в любом случае сначала идет реакция с образованием монооксида углерода, а затем монооксид углерода окисляется до диоксида углерода.

Получение оксидов можно осуществить и другим способом — реакцией химического разложения.
Например, для получения оксида железа или оксида алюминия необходимо прокалить соответствующие основы этих металлов в огне.

Fe(OH) ₂ → FeO+H ₂ O

Оксид алюминия — оксид корундурона (III). Поверхность планеты Марс имеет красновато-оранжевый цвет из-за наличия в почве оксида железа (III). Оксид алюминия — корундРастворы оксидов

2Al(OH) ₃ → Алюминий ₂ О ₃ +3H ₂ О,
as well as the decomposition of individual acids:

H ₂ CO ₃ → H ₂ O+CO ₂ — decomposition of carbonic acid

H ₂ SO ₃ → H ₂ O+SO ₂ — разложение сернистой кислоты

Получение оксидов может осуществляться из солей металлов при сильном нагревании:

CaCO ₃ → CaO+CO ₂ — зажиганием мела получают оксид кальция (или известь) и углекислый газ.

2Cu(NO ₃ ) ₂ → 2CuO + 4NO ₂ + O ₂ — в этой реакции разложения получается два оксида: меди CuO (черный цвет) и азота NO ₂ (он же называется коричневым газом, потому что он действительно коричневый).

Другим способом можно получить оксиды с окислительно-восстановительной реакцией, например

Cu + 4HNO ₃ (конц.)→ Cu(NO ₃) ₂ + 2NO ₂ + 2H ₂ O

S + 2H ₂ SO ₄ (CONC.) → 3SO ₂ + 2H ₂ O ₂ + 2H ₂ O 9005 9070 2 . ClO ₂ Molecule Cl ₂ O ₇ Nitrous oxide N ₂ ONitrogen dioxide N ₂ O ₃ Nitrogen anhydride N ₂ O ₅ Brown gas NO ₂

Известны оксиды хлора : Cl ₂ O, ClO ₂ , класс ₂ O ₆ , класс ₂ O ₇ .
Все они, кроме Cl ₂ O ₇, имеют желтую или оранжевую окраску и не устойчивы, особенно ClO ₂ Cl ₂ O ₆. Все оксиды хлора взрывоопасны и являются очень сильными окислителями.

Реагируя с водой, они образуют соответствующие кислородсодержащую и хлорсодержащую кислоты:

Так, Cl ₂ O — оксид хлора кислый хлорноватистой кислоты.

Cl ₂ O + H ₂ O → 2HClO — Хлорноватистая кислота

ClO ₂ — кислота оксид хлора хлорноватистой и хлорноватистой кислоты так как при химической реакции с водой образуются две кислоты:

ClO ₂ + H ₂ O → HClO ₂ + HClO ₃

Cl ₂ O ₆ также кислота оксид хлора хлорнавата и хлорная кислота:

Cl ₂ O ₆ + H ₂ O → HClO ₃ + HClO ₄
Finally, Cl ₂ O ₇ is a colorless liquid acid chlorine oxide of chloric acid:

Cl ₂ O ₆ + H ₂ O→ HClO ₃ + HClO ₄

и, Cl ₂ O ₇ — бесцветная жидкость — кислый оксид хлора хлорная кислота:

Cl ₂ O ₇ + H ₂ O→ 2HClO ₄

Оксиды азота

Азот представляет собой газ, образующий с кислородом 5 различных соединений — 5 оксидов . Например:

— N ₂ O — перемешанный азот . Он имеет другое название, известен в медицине как веселящий газ или закись азота газ бесцветный, сладкий и приятный на вкус.
NO монооксид азота представляет собой бесцветный газ без запаха и вкуса.

— N ₂ O ₃ — ангидрид азотистый бесцветное кристаллическое вещество

— NO ₂ — азота двуокись . Другое его название коричневый газ — газ действительно имеет ржаво-коричневый цвет

— N ₂ O ₅ — азотный ангидрид голубая жидкость, кипящая при температуре 3,5 ⁰ С

Из всех перечисленных соединений азота наибольший интерес в промышленности представляют NO — монооксид азота и NO ₂ – двуокись азота. Монооксид азота (NO) Закись азота N ₂ O не реагирует с водой или щелочью. Азотистый ангидрид (N ₂ O ₃ ) при реакции с водой образует слабую и нестойкую азотистую кислоту HNO ₂ , которая на воздухе постепенно превращается в более устойчивое химическое вещество азотную кислоту

Рассмотрим некоторые химические свойства оксидов азота :
Реакция с водой:

2NO ₂ + H ₂ O → HNO ₃ + HNO ₂ образуются 2 кислоты: азотная HNO ₃ и азотистая кислота.

Реакция со щелочью:
2NO ₂ + 2NaOH → NaNO ₃ + NaNO ₂ + H ₂ O — образование двух солей: нитрата натрия NaNO ₃ и нитрита натрия

Реакция с солями:
2NO ₂ + Na ₂ CO ₃ → NaNO ₃ + NaNO ₂ + CO ₂ — образовались две соли: нитрат натрия и нитрит натрия, и углекислый газ.

Получить диоксид азота (NO ₂ ) из оксида азота (NO) химической реакцией соединения с кислородом:

2NO + O ₂ → 2NO ₂

: FeO —

оксид железа (2-валентный) — черный порошок, который получают восстановлением оксид железа (трехвалентный) оксид углерода в соответствии со следующей химической реакцией:

Fe ₂ O ₃ +CO → 2FeO+CO ₂

Это основной оксид, легко вступающий в реакцию с кислотами. Обладает общеукрепляющими свойствами и быстро окисляется до оксида железа (3-х валентного).

4FeO +O ₂ → 2Fe ₂ O ₃

Оксиды железа (3-х валентные) — красно-коричневый порошок (гематит), обладающий амфотерными свойствами (реагируют с кислотами и щелочами). Но кислотные свойства этого оксида выражены настолько слабо, что чаще всего его используют в качестве основной оксид .

Есть также смешанный оксид железа Fe ₃ O ₄ . Он образуется при сгорании железа, хорошо проводит электрический ток и обладает магнитными свойствами (его называют магнитным гематитом или магнетитом).

Если железо сжечь, то в результате реакции образуются два оксида: оксид железа (III) и (II) валентности.

Диоксид серы

Диоксид серы SO ₂

Диоксид серы SO ₂ — или сернистый газ представляет собой оксиды кислоты , но кислоты не образует, хотя прекрасно растворим в воде — 40 л оксида серы в 1 л воды (для удобства составления химических уравнений такой раствор называют серным кислота).

В норме это бесцветный газ с резким удушливым запахом горящей серы. При температуре -10 ⁰ С может переходить в жидкое состояние.
В присутствии катализатора оксида ванадия (V ₂ O ₅ ) диоксид серы присоединяется к кислороду и превращается в триоксид серы

2SO ₂ +O ₂ → 2SO ₃

Растворенный в воде диоксид серы — SO ₂ очень медленно окисляется, в результате чего превращается в серную кислоту

Если диоксид серы пропустить через раствор щелочи, например гидроксид натрия, то получится сульфит натрия (или гидросульфит, это смотря сколько взять щелочи и диоксида серы)

NaOH + SO ₂ → 2NaHSO ₃ — диоксид серы взято больше, чем нужно

2NaOH + SO ₂ → Na ₂ SO ₃ + H ₂ O

Если сернистый газ не реагирует с водой, то почему его водный раствор дает кислую реакцию?! Да не реагирует, но сам окисляется в воде и добавляет кислород.