Содержание

Как определить характер оксида.

Поговорим о том, как определить характер оксида. Начнем с того, что все вещества принято подразделять на две группы: простые и сложные. Простые вещества подразделяют на металлы и неметаллы. Сложные соединения делят на четыре класса: основания, оксиды, соли, кислоты.

Определение

Так как характер оксидов зависит от их состава, для начала дадим определение данному классу неорганических веществ. Оксиды представляют собой которые состоят из двух элементов. Особенность их в том, что кислород всегда располагается в формуле вторым (последним) элементом.

Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простых веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется проявляющий основные свойства.

Номенклатура

Характер оксидов зависит от их состава. Существуют определенные правила, по которым называют такие вещества.

Если оксид образован металлами главных подгрупп, валентность не указывается. Например, оксид кальция СаО. Если же в соединении первым располагается металл подобной подгруппы, который обладает переменной валентностью, то она обязательно указывается римской цифрой. Ставится после названия соединения в круглых скобках. Например, существуют оксиды железа (2) и (3). Составляя формулы оксидов, нужно помнить о том, что сумма степеней окисления в нем должна быть равна нулю.

Классификация

Рассмотрим, как характер оксидов зависит от степени окисления. Металлы, имеющие степень окисления +1 и +2, образуют с кислородом основные оксиды. Специфичной особенностью таких соединений является основный характер оксидов. Такие соединения вступают в химическое взаимодействие с солеобразующими оксидами неметаллов, образуя с ними соли. Кроме того, реагируют с кислотами. Продукт взаимодействия зависит от того, в каком количестве были взяты исходные вещества.

Неметаллы, а также металлы со степенями окисления от +4 до +7, образуют с кислородом кислотные оксиды. Характер оксидов предполагает взаимодействие с основаниями (щелочами). Результат взаимодействия зависит от того, в каком количестве была взята исходная щелочь. При ее недостатке в качестве продукта взаимодействия образуется кислая соль. Например, в реакции оксида углерода (4) с гидроксидом натрия образуется гидрокарбонат натрия (кислая соль).

В случае взаимодействия кислотного оксида с избыточным количеством щелочи продуктом реакции будет средняя соль (карбонат натрия). Характер кислотных оксидов зависит от степени окисления.

Они подразделяются на солеобразующие оксиды (в которых степень окисления элемента равна номеру группы), а также на безразличные оксиды, не способные образовывать соли.

Амфотерные оксиды

Есть и амфотерный характер свойств оксидов. Суть его заключается во взаимодействии этих соединений и с кислотами, и со щелочами. Какие оксиды проявляют двойственные (амфотерные) свойства? К ним относят бинарные соединения металлов со степенью окисления +3, а также оксиды бериллия, цинка.

Способы получения

Существуют различные способы Самым распространенным вариантом считают взаимодействие с кислородом простым веществ (металлов, неметаллов). Например, при взаимодействии магния с кислородом образуется проявляющий основные свойства.

Кроме того, получить оксиды можно и при взаимодействии сложных веществ с молекулярных кислородом. Например, при горении пирита (сульфида железа 2) можно получить сразу два оксида: серы и железа.

Еще одним вариантом получения оксидов считается реакция разложения солей кислородсодержащих кислот. Например, при разложении карбоната кальция можно получить углекислый газ и оксид кальция

Основные и амфотерные оксиды образуются и при разложении нерастворимых оснований. Например, при прокаливании гидроксида железа (3) образуется оксид железа (3), а также водяной пар.

Заключение

Оксиды являются классом неорганических веществ, имеющем широкое промышленное применение. Они используются в строительной сфере, фармацевтической промышленности, медицине.

Кроме того, амфотерные оксиды часто используют в органическом синтезе в качестве катализаторов (ускорителей химических процессов).

Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды СО, SiO, N 2 0, NO.

Солеобразующие оксиды:

Основные. Оксиды, гидраты которых являются основания ми. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na 2 O — оксид натрия, СаО — оксид кальция, CuO — оксид меди (II), СоО — оксид кобальта (II), Bi 2 O 3 — оксид висмута (III), Mn 2 O 3 — оксид марганца (III).

Амфотерные. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl 2 O 3 — оксид алюминия, Cr 2 O 3 — оксид хрома (III), SnO 2 — оксид олова (IV), МnO 2 — оксид марганца (IV), ZnO — оксид цинка, ВеО — оксид бериллия.

Кислотные. Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов. Примеры: Р 2 О 3 — оксид фосфора (III), СO 2 — оксид углерода (IV), N 2 O 5 — оксид азота (V), SO 3 — оксид серы (VI), Cl 2 O 7 — оксид хлора (VII). Оксиды металлов со степенями окисления +5, +6 и +7. Примеры: Sb 2 O 5 — оксид сурьмы (V). СrОз — оксид хрома (VI), МnОз — оксид марганца (VI), Мn 2 O 7 — оксид марганца (VII).

Оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные, различного цвета. Например: оксид меди (II) CuO черного цвета, оксид кальция СаО белого цвета — твердые вещества. Оксид серы (VI) SO 3 — бесцветная летучая жидкость, а оксид углерода (IV) СО 2 — бесцветный газ при обычных условиях.

CaO, СuО, Li 2 O и др. основные оксиды; ZnO, Аl 2 O 3 , Сr 2 O 3 и др. амфотерные оксиды; SiO 2 , Р 2 O 5 , СrO 3 и др. кислотные оксиды.

SO 3 , Cl 2 O 7 , Мn 2 O 7 и др..

Газообразные:

CO 2 , SO 2 , N 2 O, NO, NO 2 и др..

Растворимые:

а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов;

б) практически все кислотные оксиды (исключение: SiO 2).

Нерастворимые:

а) все остальные основные оксиды;

б) все амфотерные оксиды

1. Кислотно-основные свойства

Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:



(только для оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) (кроме SiO 2).


Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:


2. Окислительно — восстановительные свойства

Если элемент имеет переменную степень окисления (с. о.), то его оксиды с низкими с. о. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими с. о. — окислительные.

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:

Окисление оксидов с низкими с. о. до оксидов с высокими с. о. элементов.

2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2

2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3

2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2

Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из их оксидов и водород из воды.

C +2 O + FeO = Fe + 2C +4 O 2

C +2 O + H 2 O = H 2 + 2C +4 O 2

Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей:

Восстановление оксидов с высокими с о. элементов до оксидов с низкими с. о. или до простых веществ.

C +4 O 2 + C = 2C +2 O

2S +6 O 3 + H 2 S = 4S +4 O 2 + H 2 O

C +4 O 2 + Mg = C 0 + 2MgO

Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3

Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O

Использование оксидов малоактивных металлов дпя окисления органических веществ.


Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную с. о., способны к диспропорционированию;

например:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O

1. Взаимодействие простых веществ — металлов и неметаллов — с кислородом:

4Li + O 2 = 2Li 2 O;

2Cu + O 2 = 2CuO;

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O

H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O

3. Разложение некоторых солей:

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

CaCO 3 = CaO + CO 2

(CuOH) 2 CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O

4. Окисление сложных веществ кислородом:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

5.Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:

Cu + H 2 SO 4 (конц) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 (конц) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

2HNO 3 (разб) + S = H 2 SO 4 + 2NO

6. Взаимопревращения оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород (К — О — К; Са « О; 0«Sb0 и др.). Все оксиды делятся на несоле- и солеобразующие. Немногочисленные несолеобразующие оксиды не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. К ним относятся оксид азота (I) N20, оксид азота (И) N0 и др. Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. Основными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с кислотами или кислотными оксидами. Так, например: CuO + h3S04 — CuS04 + Н20, MgO + С02 = MgC03. Основными могут быть только оксиды металлов. Однако не все оксиды металлов являются основными — многие из них относятся к амфотерным или кислотным (так, Сг203 — амфотерный, а Сг03 — кислотный оксид). Часть основных оксидов растворяется в воде, образуя соответствующие основания: Na20 + Н20 — 2NaOH. Кислотными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии с основаниями или основными оксидами. Так, например: S02 + 2К0Н — K2S03 + Н20, Р4О10 + бСаО = 2Са3(Р04)2. Кислотными являются оксиды типичных неметаллов, а также оксиды ряда металлов в высших степенях окисления (В203; N205; Мп207). Многие кислотные оксиды (их также называют ангидридами) соединяются с водой, образуя кислоты: N203 + Н20 — 2HN02. Амфотерными называются оксиды, которые образуют соли при взаимодействии как с кислотами, так и с основаниями. К амфотерным оксидам относятся: ZnO; А1203; Сг203; Mn02; Fe203 и др. Например, амфотерный характер оксида цинка проявляется при взаимодействии его как с соляной кислотой, так и с гидроксидом калия: ZnO + 2НС1 = ZnCl2 + Н20, ZnO + 2 КОН = K2Zn02 + Н20, ZnO + 2КОН + Н20 — K2. Амфотерная природа оксидов, нерастворимых в растворах кислот, и гидроксидов доказывается с помощью более сложных реакций. Так, прокаленные оксиды алюминия и хрома (III) практически нерастворимы в растворах кислот и в щелочах. В реакции сплавления их с дисуль-фатом калия проявляются основные свойства оксидов: А1203 + 3K2S207« 3K2S04 + A12(S04)3. При сплавлении с гидроксидами выявляются кислотные свойства оксидов: А1203 + 2КОН — 2КА102 4- Н20. Таким образом, амфотерным оксидам присущи свойства как основных, так и кислотных оксидов. Отметим, что у различных амфотерных оксидов двойственность свойств может быть выражена в различной степени. Например, оксид цинка одинаково легко растворяется и в кислотах, и в щелочах, т. е. у этого оксида основная и кислотная функции выражены примерно в одинаковой мере. Оксид железа (III) — Fe203 — обладает преимущественно основными свойствами; кислотные свойства проявляет, только взаимодействуя со щелочами при высоких температурах: Fe203 + 2NaOH « 2NaFe02 + Н20. Способы получения оксидов [Т] Получение из простых веществ: 2Са + 02 = 2СаО. \2\ Разложение сложных веществ: а) разложение оксидов 4Сг03 = 2Сг203 + 302!; б) разложение гидроксидов Са(ОН)2 = СаО + Н20; в) разложение кислот н2со3 = н2о + со2Т; г) разложение солей Взаимодействие кислот — окислителей с металлами и неметаллами: Си + 4HN03(Koim, = Cu(N03)2 + 2N02t + 2Н20, С + 2h3S04 (кояд, — С02| + 2S02t + 2Н20. Вытеснение летучего оксида менее летучим при высокой температуре: Na2CO„ + Si02 = Na2Si03 + С02 f. сплавление Вопросы и задачи для самостоятельного решения L Укажите, какие неорганические вещества называют оксидами. Что лежит в основе разделения оксидов на соле- и несолеобразующие; по каким химическим свойствам солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. 2. Определите, к какому типу относятся следующие оксиды: CaO, SiO, BaO, Si02, S03, Р4О10, FeO, СО, ZnO, Cr203, NO. 3. Укажите, какие основания соответствуют следующим оксидам: Na20, CaO, А1203, CuO, FeO, Fe203. 4. Укажите, ангидридами каких кислот являются следующие оксиды: С02, S02, S03, N203, N205, Cr03, P4O10. 5. Укажите, какие из перечисленных ниже оксидов растворимы в воде: CaO, CuO, Cr203, Si02, FeO, К20, СО, N02, Cr03, ZnO, А1203. 6. Укажите, с какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать оксид углерода (IV): S02, КОН, Н20, Са(ОН)2, СаО. 7. Напишите уравнения реакций, отражающие свойства следующих основных оксидов: FeO, Cs20, HgO, Bi203. Напишите уравнения реакций, доказывающие кислотный характер следующих оксидов: S03, Mn207, Р4О10, Cr03, Si02. 9. Покажите, каким образом можно доказать амфо-терный характер следующих оксидов: ZnO, А1203, Сг203. 10. На примере реакций получения оксида серы (IV) укажите основные способы получения оксидов. 11. Закончите уравнения следующих химических реакций, отражающие способы получения оксидов: 1) Li + 02-> 2) Si2H6 + 02 — 3) PbS + 02 4) Са3Р2 + 02 5) А1(ОН)з — 6) Pb(N03)2 U 7) HgCl2 + Ва(ОН)2 8) MgC03 + HN03 — 9) Са3(Р04)2 + Si02 — 10) С02 + С £ 11) Cu + HNO3(30o/o) £ 12) С + h3S04 (конц) 12. Определите формулу оксида, образованного элементом со степенью окисления +2, если известно, что для растворения 4,05 г его потребовалось 3,73 г соляной кислоты. Ответ: СиО. 13. При взаимодействии оксида углерода (IV) с едким натром образовалось 21 г гидрокарбоната натрия. Определите объем оксида углерода (IV) и массу гидроксида натрия, затраченные на получение соли. Ответ: 5,6 л С02; 10 г NaOH. 14. При электролизе 40 моль воды выделилось 620 г кислорода. Определите выход кислорода. Ответ: 96,9%. Определите массу кислой и средней солей, которые могут быть получены при взаимодействии 5,6 л S02 с гидроксидом калия. Чему равна масса щелочи в каждом отдельном случае? Ответ: 30 г KHS03; 39,5 г K2S03; 14 г КОН; 28 г КОН. 16. Определите простейшую формулу соединения, содержащего 68,4% хрома и 31,6% кислорода. Ответ: Сг203. 17. Определите степень окисления марганца в оксиде, если известно, что на 1 г марганца приходится 1,02 г кислорода. Ответ: +7. 18. В оксиде одновалентного элемента массовая доля кислорода 53,3 %. Назовите элемент. Ответ: литий. 19. Определите массу воды, необходимой для растворения 188 г оксида калия, если получили раствор с массовой долей КОН 5,6 %. Ответ: 3812 г. 20. При восстановлении углеродом 32 г оксида железа (III) образовалось 20,81 г железа. Определите выход железа. Ответ: 90 %.

Химические соединения, состоящие из кислорода и любого другого элемента периодической системы, называют оксидами. В зависимости от свойств, их классифицируют на основные, амфотерные и кислотные. Характер оксидов можно определить теоретически и практическим путем.

Вам понадобится

  • — периодическая система;
  • — лабораторная посуда;
  • — химические реактивы.

Инструкция

  • Вам необходимо хорошо представлять, как изменяются свойства химических элементов в зависимости от их местоположения в таблице Д.И. Менделеева. Поэтому повторите периодический закон, электронное строение атомов (от него зависит степень окисления элементов) и прочее.
  • Не прибегая к практическим действиям, вы сможете установить характер оксида, используя только периодическую систему. Ведь известно, что в периодах, в направлении слева направо щелочные свойства оксидов сменяются на амфотерные, а затем — на кислотные. Например, в III периоде оксид натрия (Na2O) проявляет основные свойства, соединение алюминия с кислородом (Al2O3) имеет амфотерный характер, а окисл хлора (ClO2) – кислотный.
  • Имейте в виду, в главных подгруппах щелочные свойства оксидов усиливаются сверху вниз, а кислотность наоборот ослабевает. Так, в I группе у оксида цезия (CsO) основность сильнее, чем у оксида лития (LiO). В V группе оксид азота (III) — кислотный, а оксид висмута (Bi2O5) уже основный.
  • Другой способ определения характера оксидов. Допустим, дана задача опытным путем доказать основные, амфотерные и кислотные свойства оксида кальция (CaO), оксида 5-валентного фосфора (P2O5(V)) и оксида цинка (ZnO).
  • Сначала возьмите две чистые пробирки. Из склянок, с помощью химического шпателя, насыпьте в одну немного CaO, а в другую P2O5. Затем налейте в оба реактива по 5-10 мл дистиллированной воды. Стеклянной палочкой мешайте до полного растворения порошка. Опустите кусочки лакмусовой бумаги в обе пробирки. Там, где находится оксид кальция – индикатор станет синего цвета, что является доказательством основного характера исследуемого соединения. В пробирке с оксидом фосфора (V) бумага окрасится в красный цвет, следовательно, P2O5 – кислотный оксид.
  • Так как оксид цинка не растворим в воде, для доказательства его амфотерности проведите реакции с кислотой и гидроксидом. В том и другом случае кристаллы ZnO вступят в химическую реакцию. Например:
    ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + h3O
    3ZnO + 2h4PO4→ Zn3(PO4)2↓ + 3h3O

Химические соединения, состоящие из кислорода и любого другого элемента периодической системы, называют оксидами. В зависимости от свойств, их классифицируют на основные, амфотерные и кислотные. Характер оксидов можно определить теоретически и практическим путем.

Вам понадобится

  • — периодическая система;
  • — лабораторная посуда;
  • — химические реактивы.

Инструкция

Вам необходимо хорошо представлять, как изменяются свойства химических элементов в зависимости от их местоположения в таблице Д.И. Менделеева. Поэтому повторите периодический закон, электронное строение атомов (от него зависит степень окисления элементов) и прочее.

Не прибегая к практическим действиям, вы сможете установить характер оксида, используя только периодическую систему. Ведь известно, что в периодах, в направлении слева направо щелочные свойства оксидов сменяются на амфотерные, а затем — на кислотные. Например, в III периоде оксид натрия (Na2O) проявляет основные свойства, соединение алюминия с кислородом (Al2O3) имеет амфотерный характер, а окисл хлора (ClO2) – кислотный.

Имейте в виду, в главных подгруппах щелочные свойства оксидов усиливаются сверху вниз, а кислотность наоборот ослабевает. Так, в I группе у оксида цезия (CsO) основность сильнее, чем у оксида лития (LiO). В V группе оксид азота (III) — кислотный, а оксид висмута (Bi2O5) уже основный.

Другой способ определения характера оксидов. Допустим, дана задача опытным путем доказать основные, амфотерные и кислотные свойства оксида кальция (CaO), оксида 5-валентного фосфора (P2O5(V)) и оксида цинка (ZnO).

Сначала возьмите две чистые пробирки. Из склянок, с помощью химического шпателя, насыпьте в одну немного CaO, а в другую P2O5. Затем налейте в оба реактива по 5-10 мл дистиллированной воды. Стеклянной палочкой мешайте до полного растворения порошка. Опустите кусочки лакмусовой бумаги в обе пробирки. Там, где находится оксид кальция – индикатор станет синего цвета, что является доказательством основного характера исследуемого соединения. В пробирке с оксидом фосфора (V) бумага окрасится в красный цвет, следовательно, P2O5 – кислотный оксид.

Так как оксид цинка не растворим в воде, для доказательства его амфотерности проведите реакции с кислотой и гидроксидом. В том и другом случае кристаллы ZnO вступят в химическую реакцию. Например:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + h3O
3ZnO + 2h4PO4 Zn3(PO4)2 + 3h3O

Обратите внимание

Запомните, характер свойств оксида напрямую зависит от валентности элемента, входящего в его состав.

Полезный совет

Не забывайте, что еще существуют так называемые безразличные (несолеобразующие) оксиды, не реагирующие в обычных условиях ни с гидроксидами, ни с кислотами. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II, например: SiO, CO, NO, N2O и т.д., но встречаются и «металлические»: MnO2 и некоторые другие.


Внимание, только СЕГОДНЯ!

Все интересное

В зависимости от кислотно-основных свойств химических элементов, складываются и их возможные реакции. Причем эти свойства влияют не только на элемент, но и на его соединения. Что такое кислотно-основные свойства
Основные свойства проявляют…

Важнейшие классы неорганических соединений – оксиды, кислоты, основания, амфотерные гидроксиды и соли. Для каждого из этих классов характерны свои общие свойства и способы получения. К настоящему моменту известно более 100 тысяч различных…

Одними из основных в химии являются 2 понятия: «простые вещества» и «сложные вещества». Первые образованы атомами одного химического элемента и подразделяются на неметаллы и металлы. Оксиды, гидроксиды, соли — это классы…

Существует 3 вида оксида меди. Отличаются они друг от друга валентностью. Соответственно, существуют одновалентный, двухвалентный и трехвалентный оксиды меди. Каждый из оксидов имеет свои химические свойства. Инструкция 1Оксид меди (I) — Cu2O. В…

Хлор способен образовывать несколько различных оксидов. Все они применяются в промышленности в больших объемах, так как востребованы во многих областях промышленности. Хлор образует с кислородом целый ряд оксидов, общее число которых составляет…

Знания химических свойств кислот, в частности, их взаимодействие с оксидами, сослужат хорошую службу при выполнении самых разнообразных заданий по химии. Это позволит решить расчетные задачи, осуществить цепочку превращений, выполнить задания…

Существует множество неорганических веществ, которые подразделяются на классы. Для того чтобы правильно классифицировать предложенные соединения, необходимо иметь представление об особенностях строения каждой группы веществ, которых всего четыре.…

Эквивалент – такое количество химического элемента, которое либо связывает, либо замещает один моль атомов водорода. Соответственно, масса одного эквивалента называется эквивалентной массой (Мэ), и выражается в г/моль. Перед учащимися на химии часто…

Оксид – химическое соединение, которое состоит из двух элементов. Один из элементов оксида — кислород. По характеру оксиды классифицируются на кислотные и основные. Кислотность или основность можно доказать, зная химические свойства веществ, и…

Химические свойства вещества — это способность изменять свой состав в ходе химических реакций. Реакция может протекать либо в виде саморазложения, либо при взаимодействии с другими веществами. Свойства вещества зависят не только от его состава, но и…

%PDF-1.6 % 1 0 obj > endobj 5 0 obj /CreationDate (D:20160331000828+03’00’) /Creator /ModDate (D:20160331000850+03’00’) /Producer (Adobe PDF Library 15.0) >> endobj 2 0 obj > /Font > >> /Fields [] >> endobj 3 0 obj > stream 2016-03-31T00:08:50+03:002016-03-31T00:08:28+03:002016-03-31T00:08:50+03:00Acrobat PDFMaker 15 для Wordapplication/pdf

  • Химический
  • uuid:4425ef17-6f2a-401a-97f1-c3ce01a207e2uuid:991ce174-cd43-4648-8f47-cfc7e14ef127Adobe PDF Library 15.0 endstream endobj 4 0 obj > endobj 6 0 obj > endobj 7 0 obj > endobj 8 0 obj > endobj 9 0 obj > /MediaBox [0.0 0.0 419.528 595.276] /Parent 4 0 R /QITE_imposed_1 > /Resources 17 0 R /Rotate 0 /Type /Page /Annots [18 0 R] >> endobj 10 0 obj > /MediaBox [0.0 0.0 419.528 595.276] /Parent 4 0 R /QITE_imposed_1 > /Resources 21 0 R /Rotate 0 /Type /Page >> endobj 11 0 obj > /MediaBox [0.0 0.0 419.528 595.276] /Parent 4 0 R /QITE_imposed_1 > /Resources 24 0 R /Rotate 0 /Type /Page >> endobj 12 0 obj > /MediaBox [0.0 0.0 419.528 595.276] /Parent 4 0 R /QITE_imposed_1 > /Resources 27 0 R /Rotate 0 /Type /Page >> endobj 13 0 obj > stream [email protected]+ $P(1ϗgMv1͎»)}Wג ȱr[%H,iO]Cq d$’M

    Элементы кислотно амфотерные — Справочник химика 21

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

        Характер оксида элементов главных подгрупп можно определить по положению элемента в таблице Д.И. Менделеева. Линия Ве—А1—Ge—Sn—РЬ соединяет элементы, все оксиды которых амфотерны. Левее этой линии амфотерные оксиды имеют галлий и индий. Амфотерным оксидом элемента, расположенного правее этой линии, является ЗЬгОз. Левее элементов с амфотерными оксидами в главных подгруппах расположены элементы, имеющие основные оксиды, а правее — элементы, имеющие кислотные оксиды . - [c.10]


        Как видно из приведенных примеров, химическая природа однотипных оксидов и сульфидов, гидроксидов и гидросульфидов закономерно изменяется в пределах периода. Сульфиды, как и оксиды, бывают основными, кислотными и амфотерными. Основные свойства проявляют сульфиды наиболее типичных металлических элементов, кислотные — сульфиды неметаллических элементов. Различие химической природы сульфидов проявляется в реакциях сольволиза и при взаимодействии сульфидов разной химической природы между собой. Так, [c.351]

        Цинк принадлежит к группе элементов, образующих амфотерные гидроокиси вместе с бериллием, алюминием и хромом (4-я группа по кислотно-щелочному методу). Поэтому цинк отделяется от кадмия и ртути, которые реагируют с гидроокисью аммония, образуя комплексные аммиакаты. Кобальт, никель, медь, кадмий, ртуть образуют группу элементов, гидроокиси которых растворяются в гидроокиси аммония (6-я группа по кислотно-щелочному методу). [c.191]

        В соответствии с природой элемента в положительной степени окисления характер оксидов в периодах и группах периодической системы закономерно изменяется. В периодах уменьшается отрицательный эффективный заряд на атомах кислорода и осуществляется постепенный переход от основных через амфотерные оксиды к кислотным, например  [c.313]

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

        Окислы это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие или безразличные. Солеобразующие окислы в свою очередь подразделяются на основные, кислотные амфотерные. Основным окислам отвечают основания, кислотным — кислоты. Амфо-терным окислам отвечают гидраты, проявляющие и кислотные, и основные свойства. Явление амфотерности рассматривается в 87. Безразличные окислы не образуют ни кислот, ни оснований. [c.36]


        Подобно оксидам, фториды иногда подразделяют на основные, кислотные и амфотерные. К кислотным фторидам относятся фториды элементов подфупп 1УА- 11А периодической системы. Они реагируют с основными фторидами с образованием комплексных соединений, в которых катион — элемент основного фторида, а элемент кислотного фторида входит в состав комплексного аниона РРб]»-  [c.459]

        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]

        Свойства гидроксидов (оксид-гидрокспдов) определяются характером электроположительного элемента. Гидроксиды активных металлов являются основаниями, т. е. акцепторами протонов. По мере уменьшения активности металлов, а особенно при переходе к неметаллическим элементам свойства их гидроксидов (оксид-гидроксидов) непрерывно изменяются происходит переход от типичных оснований к амфотерным соединениям и к кислотам, т. е. донорам протонов. В основных гидроксидах электроположительный элемент с кислородом связан ионной связью, а водород с кислородом — ковалентной. В кислотных гидроксидах, наоборот, связь кислорода с электроположительным элементом ковалентная, а с водородом — нонная или, во всяком случае, сильно полярная. Амфотерные гидроксиды обладают промежуточными свойствами. Изменение состава и характера гидроксидов (и оксид-гидроксидов) элементов можно видеть на примере соединений элементов третьего периода системы Д. И. Менделеева  [c.127]

        Оксиды — соединения элементов с кислородом (кроме соединений фтора) не образуют соединений с кислородом только Не, Ые и Аг. Степень окисления кислорода в оксидах равна — II. По составу и химическим свойствам делятся на основные, кислотные, амфотерные, двойные и несолеобразующие оксиды. [c.84]

        Приведенный обзор показывает, что по сравнению с бором у алюминия признаки металлического элемента заметно усиливаются, В частности, в отличие от кислотных соединений бора однотипные соединения алюминия (П1) проявляют амфотерные свойства. Ослабление кислотных признаков однотипных производных алюминия (III) по сравнению с бором (III), а также у алюминия (III) по сравнению с кремнием (IV) можно проиллюстрировать на следующих примерах  [c.461]

        Как и для других d-элементов, для Сг, Мо и W при низких степенях окисления более характерны катионные комплексы, а при высокие — анионные комплексы= . Так, для Сг (III) возможны и катионные и анионные комплексы, тогда как для Сг (VI), Мо (VI) и W (VI) типичны анионные комплексы. В соответствии с этим, в част-ностр, СгО —основной оксид, СгаОз — амфотерный, а СгОз — кислотный. [c.549]

        Граница между металлами и неметаллами в периодической таблице проходит в диагональном направлении, смещаясь направо и вниз приблизительно от Ве и В к Ро и Ас. Оксиды элементов, расположенных на этой границе или вплотную к ней, часто проявляют амфотерные свойства (кислотные в одних условиях и основные в других), к числу оксидов с амфо- [c.456]

        Если оксиды элемента побочной подгруппы расположить в ряд по мере возрастания степени окисления центрального атома, то амфотерный оксид разделит все оксиды на две группы. Оксиды, содержащие центральный атом в степени окисления, низшей, чем в амфотер-ном оксиде, будут основными, а в высшей — кислотными. Амфотерные оксиды элементов побочных подгрупп — СГ2О3, МпОг, СиО, ZnO — следует запомнить. [c.11]

        Э — элемент, образующий кислотный или амфотерный оксид. [c.80]

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

        Элементы, обладающие постоянной валентностыв, образуют оксиды только одной из перечисленных групп (основные, кислотные, амфотерные). Элементы, проявляющие переменную валентность, могут образовывать различные оксиды. Например, марганец образует пять оксидов МпО, МпгОз, МпОг, МпОз и МП2О7. Два первых из них — основные, третий — ам-фотерный, а два последних — кислотные оксиды. [c.28]


        Некоторые элементы в сильнокислых средах образуют комплексные ионы, например [ l l4] . Некоторые элементы (Сг, А1, 2п, РЬ) в щелочных растворах присутствуют в виде гидроксокомп-лексов. Эти элементы обладают амфотерными свойствами, т. е. в зависимости от кислотности среды проявляют свойства либо кислоты, либо основания. В кислой среде они ведут себя как основания, образуя при растворении соответствующие катионы, например 8п(ОН)2+2Н+ 8п2+- -2Н20 [c.41]

        Для металлов р-элементов характерны амфотерные оксиды. Металлоиды образуют кислотные оксиды. Некоторые их производные—кислородсодержащие анионы (ЗЮз , ВОз -, РО4 , 804 , ОеОз ) образуют полиоксоанионы. Наибольшее разнообразие таких анионов (благодаря прочным —81—О—81—связям) у кремниевой кислоты (81207 -, 81з09 , 814012 -, 81б01б и др.). [c.406]

        Оксиды -элементов в низких степенях окисления +2, -f-3 обладают основными свойствами. По мере повышения степени окисления элемента кислотный характер этих соединений усилнваетси. Амфотерными являются все оксиды элементов середин больших периодов в степени окисления +4. [c.500]

        Напншите формулы возможных гидроксидов для всех р-элементов IVA группы. Укажите характер гидроксидов каждого элемента кислотный, основной, амфотерный. [c.169]

        Деление оксидов на основные н кислотные базируется на их собственном отношении к кислотам и щелочам, а также на свойствах соответствующих им гидроксидов. Большая группа оксидов по этим признакам относится к амфотерным. Элементы, образующие амфотерные оксиды, характеризуются средними значениями ОЭО в пределах 1,4—1,8 и степенями окисления +2ч-+4. Если при степенях окисления +2, -ЬЗ электроотрицательность менее 1,4, то оксиды (и отвечающие им гидроксиды) обладают основными свойствами. Так, ОЭО 0Э0са(+2) составляет 1,0, ОЭО лантаноидов [Ln (+3)1 равна 1,2—1,3. Если при степени окисления +4 электроотрицательность элемента больше 1,8, оксид обладает кислотными свойствами. Например, ОЭО С (+4), Si(+4), Ge (+4) равны, соответ- [c.62]

        Здесь наблюдается постепенный переход ог типично основных оксидов натрия и магния к амфотерным, или промежуточным (алюминия), и к кислотным оксидам фосфора, серы и хлора. Этот пе-ре.ход сопровождается понышепием окислительного числа эле.мен-тов, образующих оксиды. То же наблюдается у оксидов одного и того же элемента в разных степенях окисления. Так, например, в ряду [c.126]

        Классификация анионов, как и катионов, связана с положением соответствующих элементов в периодической системе Д. И. Менделеева. Наиболее типичные и часто встречающиеся анноны образуются элементами II, III, IV и V периодов. В таблице на форзаце отмечены элементы, образующие амфотерные, кислотно-амфотерные, щелочноам-фотерные соединения в IV и V периодах — элементы, образующие анионы, находятся в 4-м и б-м рядах, а также составляющие семейства элементов переходных, побочных подгрупп. [c.42]

        Теллур в анодном сплаве находится в виде механической примеси теллурида серебра Ag2Te в чистом серебре. Теллур, как элемент с амфотерными свойствами, в зависимости от рН среды может переходить в раствор как в виде анионов, так и в виде катионов. В кислой среде теллур находится в виде катионов Те +, в щелочной — в виде теллурат- и теллурит-ионов ТеО и ТеО [1, 2]. Для того чтобы полностью исключить попадание теллура в катодное пространство при наличии катионитовой мембраны, в анолите необходимо поддерживать щелочную среду (осуществить же это невозможно, так как в этом случае серебро будет выпадать в виде окиси серебра) или по возможности низкую кислотность, достаточную для того, чтобы серебро переходило в раствор в виде AgNOз. Очевидно, на характер перехода в раствор теллура в той или иной форме будет влиять и плотность тока. Как показала практика, до 80% теллура переходит в шлам в виде металлического теллура и Ag2Te, а также в виде теллу-ритов и теллуратов серебра. При использовании фильтрующей тканевой диафрагмы в катодный осадок теллур может попадать также из мелко взмученного шлама при применении ионообменной мембраны это полностью исключается. [c.262]

        В соответствии с изменением химической природы элемента закономерно изменяются и химические свойства соединений, в частности их основно-кислотная активность. Так. в случае оксидов в ряду — ВеО — В2О3 — СО2 — N,05 по мере уменьшения степени полярности связи (уменьшения отрицательного эффективного заряда атома кислорода б) ослабляются основные и нарастают кислотные свойства Ы О — сильно основный оксид, ВеО — амфотерный, а В2О3, СО и ЫзОй — кислотные. [c.250]

        С увеличением порядкового номера металлические свойства рассматриваемых элементов, как и в других главных подгруппах, заметно усиливаются. Так, окснд бора нмеет кислотный характер, оксиды алюминия, галлия и нндия — амфотерны, а оксид тал-лия(1П) имеет основной характер. [c.630]

        Подобно оксидам фториды иногда подразделяют на основные, кислотные и амфотерные. Кислотными являются фториды элементов подгрупп IVA—VIIA периодической системы. [c.471]

        Для каждого элемента с ростом степени окисления ш усиливается, кислотная активность оксидов. Так, ТГО — основной оксид (растворяется в разбавленных кислотах), ТГОг — амфотерный оксид, с небол эшнм преобладанием кислотных свойств  [c.506]

        Эти элементы проявляют все степени окисления от О до+5. Рост ш отвечает усилению кислотных свойств и усилению тенденции к образованию комплексных соединений. Так, УО — основной оксид, растворяющийся в разбавленных кислотах (ему соответствует ос-1ювание У(0Н)2], а УаОз амфотерный оксид, малорастворимый в кислотах, у УОз основные свойства еще преобладают над кислотными [У(0Н)4 очень слабое основание], у УгОз, наоборот, преобладают кислотные свойства, это ангидрид слабой кислоты НУОз. [c.516]

        Для элементов, проявляющих переменную валентность, влияние величины заряда выражается в следующей закономерности в низшей валентности элемент характеризуется основными свойствами, а в высшей — кислотными. Например, r дает типичное основание Сг ОН)г Сг(ОН)з обладает амфотерными свойствами, а Сг + образует кислоту Н2СГО4. [c.21]


    Как определить характер оксида

    Химические соединения, состоящие из кислорода и любого другого элемента периодической системы, называют оксидами. В зависимости от свойств, их классифицируют на основные, амфотерные и кислотные. Характер оксидов можно определить теоретически и практическим путем.Вам понадобится

    Вам необходимо хорошо представлять, как изменяются свойства химических элементов в зависимости от их местоположения в таблице Д.И. Менделеева. Поэтому повторите периодический закон, электронное строение атомов (от него зависит степень окисления элементов) и прочее.

    Не прибегая к практическим действиям, вы сможете установить характер оксида, используя только периодическую систему. Ведь известно, что в периодах, в направлении слева направо щелочные свойства оксидов сменяются на амфотерные, а затем — на кислотные. Например, в III периоде оксид натрия (Na2O) проявляет основные свойства, соединение алюминия с кислородом (Al2O3) имеет амфотерный характер, а окисл хлора (ClO2) – кислотный.

    Имейте в виду, в главных подгруппах щелочные свойства оксидов усиливаются сверху вниз, а кислотность наоборот ослабевает. Так, в I группе у оксида цезия (CsO) основность сильнее, чем у оксида лития (LiO). В V группе оксид азота (III) — кислотный, а оксид висмута (Bi2O5) ужеосновный.

    Другой способ определения характера оксидов. Допустим, дана задача опытным путем доказать основные, амфотерные и кислотные свойства оксида кальция (CaO), оксида 5-валентного фосфора (P2O5(V)) и оксида цинка (ZnO).

    Сначала возьмите две чистые пробирки. Из склянок, с помощью химического шпателя, насыпьте в одну немного CaO, а в другуюP2O5. Затем налейте в оба реактива по 5-10 мл дистиллированной воды. Стеклянной палочкой мешайте до полного растворения порошка. Опустите кусочки лакмусовой бумаги в обе пробирки. Там, где находится оксид кальция – индикатор станет синего цвета, что является доказательством основного характера исследуемого соединения. В пробирке с оксидом фосфора (V) бумага окрасится в красный цвет, следовательно, P2O5 – кислотный оксид.

    Так как оксид цинка не растворим в воде, для доказательства его амфотерности проведите реакции с кислотой и гидроксидом. В том и другом случае кристаллы ZnO вступят в химическую реакцию. Например:
    ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + h3O
    3ZnO + 2h4PO4→ Zn3(PO4)2↓ + 3h3O

    Оксид — это… Что такое Оксид?

    Окси́д (о́кисел, о́кись) — соединение химического элемента с кислородом, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF2.

    Оксиды — весьма распространенный тип соединений, содержащихся в земной коре и во вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей. Окислами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом (см. Категория:Окислы).

    Соединения, содержащие атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями) и супероксидами. Они не относятся к категории оксидов.

    Классификация

    В зависимости от химических свойств различают:

    Номенклатура

    В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na2O — оксид натрия, Al2O3 — оксид алюминия. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названиях указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu2О — оксид меди(I), CuO — оксид меди(II), FeO — оксид железа(II), Fe2О3 — оксид железа(III), Cl2O7 — оксид хлора(VII).

    Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом, моноокисью или закисью, если два — диоксидом или двуокисью, если три — то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО2, триоксид серы SO3.

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

    Химические свойства: Основные оксиды.

    1. Основный оксид + кислота = соль + вода

    CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O

    Примечание:кислота ортофосфорная или сильная.

    2. Сильноосновный оксид + вода = щелочь

    CaO + H2O = Ca(OH)2

    3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид = соль

    CaO + Mn2O7 = Ca(MnO4)2

    Na2O + CO2 = Na2СO3

    4. Основный оксид + водород = металл + вода

    CuO + H2 = Cu + H2O

    Примечание: металл менее активный, чем алюминий.

    Химические свойства: Кислотные оксиды.

    1. Кислотный оксид + вода = кислота

    SO3 + H2O = H2SO4

    Некоторые оксиды, например SiO2, с водой не реагируют, поэтому их кислоты получают косвенным.

    2. Кислотный оксид + основной оксид = соль

    CO2 + CaO = CaCO3

    3. Кислотный оксид + основание = соль + вода

    SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

    Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:

    Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O

    CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2

    4. Нелетучий оксид + соль1 = соль2 + летучий оксид

    SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2

    Химические свойства: Амфотерные оксиды.

    При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:

    ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

    При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:

    ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4)]  (в водном растворе)

    ZnO + CaO = CaZnO2  (при сплавлении)

    Получение оксидов

    1. Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:

    2H2 + O2 = 2H2O

    2Сu + O2 = 2СuO

    При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды:

    2Na + O2 = Na2O2

    K + O2 = KO2

    2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:

    4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

    CS2 + 3O2 = CO2 + 2SO2

    2PH3 + 4O2 = P2O5 + 3H2O

    3. Термическое разложение солей:

    CaCO3 = CaO + CO2

    2FeSO4 = Fe2O3 + SO2↑ + SO3

    4. Термическое разложение оснований или кислот:

    2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O↑

    4HNO3 = 4NO2↑ + O2↑ + 2H2O

    5. Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие:

    4FeO + O2 = 2Fe2O3

    Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

    6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:

    Zn + H2O = ZnO + H2

    7. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при нагревании с выделением летучего оксида:

    Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 3CaSiO3 + P2O5

    8. Взаимодействие металлов с кислотами-оксилителями:

    Zn + 4HNO3(конц.) = Zn(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

    9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:

    2KClO4 + H2SO4(конц) = K2SO4 + Cl2O7 + H2O

    10. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:

    NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2

    Ссылки

    Wikimedia Foundation. 2010.

    Разница между кислотными и основными оксидами — Разница Между

    Оксид — это любое химическое соединение, которое содержит один или несколько атомов кислорода. Оксиды могут быть кислотными или основными в зависимости от их химического состава, реакций и рН. Кислот

    Основное отличие — кислотные и основные оксиды

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

    Ключевые области покрыты

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

    Основные термины: кислота, ангидриды кислот, оксид кислоты, основание, основные ангидриды, основной оксид, оксид неметалла, оксид металла, оксид, pH, соль


    Что такое кислый оксид

    Кислотные оксиды представляют собой соединения, которые могут образовывать кислотный раствор при растворении в воде. Кислотные оксиды образуются, когда неметалл реагирует с кислородом. Иногда кислые оксиды образуются, когда металлы (с более высокими степенями окисления) также реагируют с кислородом. Кислотные оксиды реагируют с водой и образуют водные кислоты.

    Кислотные оксиды подразделяются на ангидриды кислот, Это потому, что они производят кислотное соединение этого оксида при растворении в воде. Например, диоксид серы называют сернистым ангидридом, а триоксид серы называют серным ангидридом. Кислотные оксиды могут реагировать с основанием с образованием его соли.

    Обычно кислые 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, он снижает рН пробы воды из-за образования Н+ ионов. Некоторыми распространенными примерами кислых оксидов являются СО2, П2О5НЕТ2, ТАК3, так далее.

    Рисунок 1: SO3 представляет собой неметаллический оксид (кислый оксид)

    Неметаллические оксиды

    Неметаллические оксиды представляют собой оксидные соединения, образованные неметаллическими элементами. Большинство элементов p-блока являются неметаллами. Они образуют различные оксидные соединения. Неметаллические оксиды являются ковалентными соединениями, поскольку они разделяют электроны с атомами кислорода, образуя молекулы оксида. Большинство неметаллических оксидов дают кислоты после реакции с водой. Следовательно, неметаллические оксиды являются кислотными соединениями. Например, когда ТАК3 растворяется в воде, дает H2ТАК4 раствор, который очень кислый. Неметаллические оксиды реагируют с основаниями с образованием солей.

    Что такое основной оксид

    Основные оксиды, также называемые основные ангидридыявляются соединениями, которые могут образовывать основной раствор при растворении в воде. Основные оксиды образуются в результате реакции кислорода с металлами. Из-за разницы в электроотрицательности между кислородом и металлами большинство основных оксидов имеют ионную природу. Таким образом, они имеют ионные связи между атомами.

    Основные оксиды активно реагируют с водой, образуя основные соединения. Эти оксиды реагируют с кислотами и образуют соль и воду. Когда основной оксид добавляют в воду, pH воды увеличивается из-за образования гидроксильных ионов (OH). Некоторые примеры основных основных оксидов, Na2O, CaO, MgO и т. Д. Поэтому оксиды металлов в основном являются основными оксидами.

    Рисунок 2: MgO является основным оксидом. Это оксид металла.

    Оксиды металлов

    Оксиды металлов представляют собой химические соединения, содержащие металл и один или несколько атомов кислорода. Здесь степень окисления кислорода составляет -2, и это по существу анион, тогда как металл является катионом. Щелочные металлы (элементы группы 1), щелочноземельные металлы (элементы группы 2) и переходные металлы (некоторые элементы d-блока) образуют основные оксиды. Но металлы с высокими степенями окисления могут образовывать оксиды с ковалентной природой. Они более кислые, чем основные.

    Количество атомов кислорода, которые связываются с ионом металла, зависит от степени окисления иона металла. Щелочные металлы образуют только одновалентные катионы. Следовательно, они образуют только М2Оксиды типа O (где М — ион металла, а О — анион оксида). Щелочноземельные металлы образуют двухвалентные катионы. Следовательно, они образуют оксиды типа МО. Эти соединения являются основными.

    Разница между кислотными и основными оксидами

    Определение

    Кислотные оксиды: Кислотные оксиды представляют собой соединения, которые могут образовывать кислотный раствор при растворении в воде.

    Основные оксиды: Основные оксиды представляют собой соединения, которые могут образовывать основной раствор при растворении в воде.

    формирование

    Кислотные оксиды: Кислотные оксиды образуются, когда кислород реагирует с неметаллами.

    Основные оксиды: Основные оксиды образуются, когда кислород реагирует с металлами.

    Реакция с водой

    Кислотные оксиды: Кислотные оксиды реагируют с водой, образуя кислотные соединения.

    Основные оксиды: Основные оксиды реагируют с водой, образуя основные соединения.

    Реакция с кислотами

    Кислотные оксиды: Кислотные оксиды не вступают в реакцию с кислотами.

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

    Реакция с основами

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

    Основные оксиды: Основные оксиды не вступают в реакцию с основаниями.

    облигации

    Кислотные оксиды: Кислые оксиды имеют ковалентные связи.

    Основные оксиды: Основные оксиды имеют ионные связи.

    Влияние на рН

    Кислотные оксиды: Когда кислые оксиды растворяются в воде, это снижает рН.

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

    Другие имена

    Кислотные оксиды: Кислотные оксиды также известны как ангидриды кислот.

    Основные оксиды: Основные оксиды также называют основными ангидридами.

    Заключение

    Оксиды представляют собой соединения, имеющие по меньшей мере один атом кислорода, связанный с другим элементом. Этот элемент может быть металлическим или неметаллическим. Оксиды могут быть кислотными или основными в зависимости от их свойств. Если конкретный оксид может реагировать с кислотой, но не с основанием, его называют основным оксидом. Если оксид реагирует с основанием, но не с кислотами, это кислый оксид. Основное различие между кислотными и основными оксидами состоит в том, что кислые оксиды образуют кислоты при растворении в воде, тогда как основные оксиды образуют основания при растворении в воде.

    Ссылка:

    1. «Кислотный оксид». Википедия, Фонд Викимедиа, 29 декабря 2017 г.,

    Химические свойства оснований. Химические свойства кислот

    Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных

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

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

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

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

    Среди солеобразующих оксидов различают оксиды основные, кислотные, амфотерные.

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

    Типичные реакции основных оксидов:

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

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

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

    $MgO+SiO_2{→}↖{t}MgSiO_3$.

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

    $K_2O+H_2O=2KOH$.

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

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

    Типичные реакции кислотных оксидов:

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

    $SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$.

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

    $CaO+CO_2=CaCO_3$.

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

    $N_2O_5+H_2O=2HNO_3$.

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

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

    Типичные реакции амфотерных оксидов:

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

    $ZnO+2HCl=ZnCl_2+H_2O$.

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

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

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

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

    Основные оксиды

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

    Самые металлические элементы образуют самые основные оксиды.

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

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

    Кислые оксиды

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

    Самые неметаллические элементы образуют наиболее кислые оксиды.

    Они реагируют с водой с образованием оксокислот. Например,

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

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

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

    Амфотерные оксиды

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

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

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

    Амфотеризм и степени окисления

    Амфотеризм зависит от степени окисления оксида.

    Нет простого способа предсказать, какие элементы будут амфотерными.

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

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

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

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

    Кислотно-основное поведение — обзор

    3.3.2.2 Влияние фтора на кислотно-основные свойства неорганических молекул

    Для любой химической системы его кислотно-основные свойства имеют жизненно важное значение для ее реакционной способности. В литературе используются различные дескрипторы этих характеристик, но в простейшем подходе МО они должны рассказать нам что-то значимое о донорной функции, занимаемой наивысшей молекулярной орбитали (ВЗМО) и акцепторной функции (НСМО) молекулы.Исторически концепции кислотность-основность развивались на основе протонодонорной способности (кислотность Аррениуса и позже Бренстеда – Лоури, далее расширенная до подхода Хамметта [171]; последние разработки см. [172]), через акцепторную неподеленную пару (кислотность Льюиса [ 173]) и его обобщение (Усанович [174]). Кислотность / основность были окончательно объединены с акцепторно-донорными (т.е. окислительно-восстановительными) свойствами электронов в 1940 году [175]; об исторических аспектах и ​​новых концептуальных подходах см. [176,177].

    Шкала сродства фторид-иона, которая уже обсуждалась выше, очевидно, является одним из конкретных типов кислотности Льюиса (или Усановича).Анализируя ряд сильнейших кислот Льюиса (более сильных, чем классические SbF 5 , т. Е. Суперкислоты [154,155]), нельзя не заметить, что разновидности, содержащие хлор или бром, довольно редки в этой группе, и что наиболее успешные кандидаты на роль Суперкислоты Льюиса действительно содержат много атомов F. Исключения, связанные с тяжелыми галогенами, представлены молекулярным AlBr 3 (с FI A , равным 5,12 эВ) и AlI 3 (5,17 эВ). Примеры успешных суперкислот, богатых фтором: As (OTeF 5 ) 5 (с FI A из 6.15 эВ), B (CF 3 ) 3 (5,88 эВ), Al (N (C 6 F 5 ) 2 ) 3 (5,75 эВ), Al (OTeF 5 ) 3 (5,72 эВ), B (OTeF 5 ) 3 (5,72 эВ) или PhF → Al (OR F ) 3 (R F = C (CF 3 ) 3 ) (5,23 эВ). Конечно, как и в случае супергалогенов, катионы являются гораздо более сильными акцепторами аниона F , чем нейтральные частицы; возьмем голый протон — его FI A имеет размер 16.12 эВ, а FI A молекулы HF — c. 2 эВ.

    Концепция АВК [178,179] по своей сути связана с концепцией суперкислот Льюиса. Если нейтральная по заряду суперкислота Льюиса присоединяет фторид-анион или связанный с ним анион RO , электронная плотность от этого аниона распространяется на гораздо большую молекулу, что приводит к небольшому отрицательному электростатическому потенциалу на поверхности сложного аниона (очень маленького Льюисова основность). Такой вид может лишь слабо координироваться с катионами, поэтому слабо влияет на их свойства.Чем слабее координируется WCA, тем ближе к условиям газовой фазы находится обнаруженный катион. Это можно проиллюстрировать с помощью классических WCA: классическая сильная кислота Льюиса, SbF 5 , образует анион SbF 6 после акцептирования фторид-иона. Анион SbF 6 слабо связывается с катионами, поэтому он является классическим противоионом в электрохимии. Родственный PF 6 , вероятно, даже чаще используется в электрохимических целях.Сейчас известно множество более сильных кислот Льюиса, чем SbF 5 , также существует большое разнообразие WCA, которые обладают более слабой координацией, чем указанный анион SbF 6 [180–182].

    В настоящее время анионные производные (никогда не выделяемого) Al (OC (CF 3 ) 3 ) 3 являются наиболее известными WCA. Они включают Al (OC (CF 3 ) 3 ) 4 , FAl (OC (CF 3 ) 3 ) 3 , и особенно аддукт одного фторид-аниона. с двумя суперкислотами Льюиса, F [Al (OC (CF 3 ) 3 ) 3 ] 2 [181].Использование их в качестве противоионов возможно в некоторой необычной химии. Например, попытки получить Fe (CO) 5 + из Ag [Al (OR F ) 4 ] (R F = C (CF 3 ) 3 ) и Fe ( CO) 5 в CH 2 Cl 2 неожиданно дал первый комплекс нейтрального карбонила металла, связанный с простым катионом металла [183]. Та же самая соль серебра способна образовывать комплекс I 2 в виде сэндвича [Ag… I 2 … Ag], и этот вид является одним из самых сильных известных окислителей, способных окислять пропан или CH 2 Cl 2 , но не Xe [184].Оказалось, что аналогичная соль меди (I) связывает N 2 O, чрезвычайно слабо координирующую и нереакционноспособную молекулу, и аддукт является наиболее стабильным среди немногочисленных разновидностей этого типа [185]. Квантово-механические расчеты в значительной степени поддержали эти экспериментальные исследования, предоставив понимание молекулярной структуры, колебательных спектров, стабильности, электронной структуры и реакционной способности этих комплексов. Для нового окислителя его сродство к электрону было тщательно оценено на основе исследований методом DFT и с учетом различных сценариев реакции [184].

    Поскольку супергалогены приводят к WCA, а те, в свою очередь, слабо координируют катионы, естественно спросить, будет ли их связывание с протоном также очень слабым. Вопрос о том, всегда ли протонирование супергалоген-анионов приводит к получению суперкислоты, был явно задан в теоретическом исследовании [186]. Хотя общий ответ отрицательный, тем не менее, эта стратегия в целом работает (и она должна!). Экспериментаторы долгое время пытались получить суперкислоты и использовать их в экзотической химии [187].Как известно, протонированный аналог «классической» WCA, SbF 6 , то есть HSbF 6 , является мощной суперкислотой. Дальнейшее добавление кислоты Льюиса (HSb n F 5 n +1 , где n > 1) еще больше увеличивает протонную кислотность, и растворы SbF 5 в aHF имеют практическое применение в лаборатория для протонирования даже очень слабых оснований Льюиса [188,189]. На основе этой идеи могут быть созданы новые суперкислоты [190].Сильная кислота Бренстеда, H [Al (OTeF 5 ) 4 ], полученная из суперкислоты Льюиса, Al (OTeF 5 ) 3 , образует стабильные кристаллические соли с выбранными аренами, такими как, например, толуол, путем их протонирования. [191].

    Существенная льюисовская кислотность «голых» катионов металлов, окруженных классическим WCA, может вызвать потребность в дополнительной электронной плотности, которая может исходить от таких слабых оснований Льюиса, как молекулы HF, XeF 2 или KrF 2 [192 –194].

    Фтор также является очень важным элементом в области исследований водородных связей. Анион HF 2 имеет самую прочную из известных водородных связей; энергия ассоциации F с HF достигает 1,99 эВ [38], что в 10 раз превышает силу типичной (слабой) водородной связи. Анион HF 2 симметричен в газовой фазе и в его солях с катионами щелочных металлов или переходных металлов или органических катионов, и это еще один показатель заметной прочности водородных связей.Облигации очень короткие; некоторые — 1,14 Å. Теория проанализировала связь в этом анионе на раннем этапе [195], чтобы понять причины, выходящие за рамки прочности трехцентровой четырехэлектронной связи. Затем последовало полуэмпирическое исследование [196]. Более поздние теоретические исследования сосредоточены на подходе атомы в молекулах, а также на зависимости асимметризации от силы взаимодействия с катионами [197] и на поведении анионных частиц при пространственном ограничении [198]. Эксперимент не остался позади, и недавно было получено экспериментальное доказательство образования анионов F (HF) n с n до 4 [199].Эти результаты также подтверждаются теоретическими расчетами.

    «Голый» фторид-анион является довольно основным; CsF чрезвычайно гигроскопичен, в то время как фторид тетраметиламмония может быть получен в дегидратированной форме с некоторыми трудностями [200]. Были приготовлены альтернативные источники голых фторид-анионов [201]. После гидратации эти соли не будут отдавать воду без разложения. Этот результат легко понять, если посмотреть на энергии прогрессивной сольватации иона F молекулами воды [38] (рис.3.13). Легко видеть, что энергии сольватации очень велики, первая превышает 100 кДж / моль -1 , выравнивается при n = 6 (что отмечает первую координационную сферу), а десятая все еще близка к половине этого значения. Прочность водородных связей в воде все же вдвое меньше, c. 25 кДж моль -1 . Это означает, что анион F может с легкостью перестроить структуру (сеть водородных связей) жидкой воды, и что удаление последних двух молекул воды при обезвоживании потребует больших затрат энергии.Отличное понимание свойств сольватированного фторид-аниона было получено с помощью теоретических расчетов [202]. Одним из важных выводов этих исследований является то, что сдвиг ЯМР 19 F не является хорошей мерой обнаженности фторид-аниона.

    Рисунок 3.13. Экспериментальные значения энергии прогрессивной сольватации фторид-аниона; n обозначает количество молекул воды в F (H 2 O) n [38]. Серая область показывает типичную силу водородных связей в димере воды.

    Классификация оксидов — Введение, классификация, примеры и реакции

    Что такое оксиды?

    Оксид — это химическое соединение, которое содержит по крайней мере один атом кислорода и еще один элемент. Дианион кислорода также называют оксидом, который представлен O-2. Все оксидные соединения содержат хотя бы один дианион кислорода. Оксиды обычно представляют собой бинарные соединения, состоящие из кислорода и другого элемента.

    Примеры оксидов — Al2O3 — оксид алюминия, CO2 — диоксид углерода, SO2 — диоксид серы, CaO — оксид кальция, MgO — оксид магния, Na2O — оксид натрия и т. Д.

    Классификация оксидов

    (изображение будет обновлено в ближайшее время)

    Оксиды можно разделить на следующие типы на основе валентности другого элемента в оксидах —

    Простые оксиды — Простые оксиды состоят из одного металла или полуметалла и кислород. Эти оксиды несут только то количество атомов кислорода, которое допускается нормальной валентностью элемента или металла.

    Примеры простых оксидов — h3O, MgO, CaO, SiO2 и т. Д.

    Смешанные оксиды — Смешанные оксиды образуются при объединении простых оксидов.Эти два простых оксида могут быть из одного металла (элемента) или из разных.

    Примеры смешанных оксидов — Красный свинец (Pb3O) представляет собой смешанный оксид диоксида свинца (PbO2) и монооксида свинца (PbO). Другой пример — оксид железа и железа (Fe3O4), который представляет собой смешанный оксид двух простых оксидов — оксида железа (Fe2O3) и оксида железа (FeO).

    Оксиды могут быть разделены на следующие типы в зависимости от металлического характера другого элемента в оксидах —

    • Основной оксид

    • Амфотерный оксид

    • Кислотный оксид

      327

    Нейтральный оксид

    (изображение будет скоро загружено)

    Оксиды металлов — Оксиды металлов состоят из металла и кислорода.Обычно они встречаются в природе в виде минералов. Они образуются при окислении металлов.

    Примеры оксидов металлов — CaO, MgO, Fe3O4, BaO, ZnO и т.д.

    Их можно разделить на следующие два типа —

    • Основной оксид

    • Амфотерный оксид

    Основной оксид — Если оксид реагирует с водой и образует основание, называемое основным оксидом. Таким образом, основной оксид при реакции с водой дает основание. Это означает, что если мы приготовим раствор основного оксида и воды и окунем в него красную лакмусовую бумажку, он станет синим.

    Примеры основных оксидов — MgO, CaO, BaO и т. Д.

    Горение магниевой ленты — Когда мы сжигаем магниевую ленту, она вступает в реакцию с кислородом воздуха и образует соединение серого цвета, которое представляет собой оксид магния. Теперь, когда мы растворяем это серое соединение в воде и окунаем в него лакмусовую бумагу красного цвета, она превращает красную лакмусовую бумажку в синюю, поскольку при реакции с водой образует гидроксид магния. Ниже приведены соответствующие реакции:

    2Mg + O2 🡪 2MgO

    MgO + h3O 🡪 Mg (OH) 2

    Амфотерный оксид — Амфотерный оксид — это оксид металла, который проявляет двойное поведение.Он ведет себя как кислый оксид, так и как основной оксид. Он также реагирует как с основаниями, так и с кислотами.

    Примеры амфотерных оксидов — оксид цинка (ZnO)

    Когда оксид цинка реагирует с конц. Гидроксид натрия действует как кислый оксид, а когда он реагирует с HCl, он действует как основной оксид. Реакции приведены ниже —

    ZnO + 2h3O + 2NaOH 🡪 Na3Zn [OH] 4 + h3

    Кислый оксид цинка

    ZnO + 2HCl 🡪 ZnCl2 + h3O

    Основной оксид цинка

    Другой пример амфотерного оксида алюминия Al2. окись.Когда он реагирует с серной кислотой, он действует как основание, а когда он реагирует с гидроксидом натрия, он действует как кислота. Реакции приведены ниже —

    Al2O3 + 3h3SO4 🡪 Al2 (SO4) 3 + 3h3O

    Основной

    Al2O3 + 2NaOH 🡪 2NaAlO2 + h3O

    Кислый алюминат натрия BeO0006

    , оксиды амфосфата натрия

    и т. Д. Неметаллические оксиды. Неметаллические оксиды образуются неметаллами и кислородом.Обычно они встречаются в природе в виде таких газов, как диоксид углерода. Они образуются при окислении неметаллов.

    Примеры оксидов металлов — CO2, SO2, P2O5, CO и т.д. с водой и образует кислоту, называемую кислым оксидом. Таким образом, кислый оксид при реакции с водой дает основание. Это означает, что если мы приготовим раствор кислого оксида и воды и окунем в него синюю лакмусовую бумажку, то она станет красной.В основном кислые оксиды представляют собой оксиды неметаллов, но некоторые оксиды металлов с высокой степенью окисления также обладают кислотным характером. Таким образом, некоторые оксиды металлов, такие как CrO3, Mn2O7 и т. Д., Также являются кислыми оксидами.

    Примеры кислых оксидов — SO2, CO2, SO3 и т. Д.

    Когда триоксид серы реагирует с водой, он образует серную кислоту. Реакция приведена ниже —

    SO3 + h3O 🡪 h3SO4

    Нейтральный оксид — Нейтральные оксиды — это оксиды, которые не проявляют ни кислотных свойств, ни основных свойств.Они не образуют соли, когда реагируют с кислотой или основанием.

    Примеры нейтральных оксидов — N2O, NO, CO и т. Д.

    Это все о классификации оксидов, если вы ищете решения проблем NCERT на основе оксидов, войдите на сайт Vedantu или загрузите приложение Vedantu Learning App. Таким образом вы сможете получить доступ к бесплатным PDF-файлам решений NCERT, а также к заметкам о редакции, пробным тестам и многому другому.

    Сколько из следующих оксидов являются основными оксидами по химическому составу класса CO2 11 CBSE

    Совет: Внимательно изучите данные соединения.Определите, какие элементы являются электроположительными, основываясь на их положении в периодической таблице. Отсюда можно определить природу оксидов. Металлы образуют основные оксиды, а неметаллы образуют кислые оксиды.

    Полное пошаговое решение:
    Электроположительный характер центрального атома оксида определяет, будет ли оксид кислотным или основным. Чем более электроположен центральный атом, тем щелочнее оксид. Чем электроотрицательнее центральный атом, тем кислотнее оксид.Электроположительный символ увеличивается справа налево по периодической таблице и увеличивается вниз по столбцу. Тенденция кислотно-основного поведения — от сильноосновных оксидов слева к сильнокислым справа, через амфотерный оксид (оксид алюминия) в середине. Амфотерный оксид — это оксид, который проявляет как кислотные, так и основные свойства. Эта тенденция применима только к оксидам отдельных элементов в наивысших степенях окисления этих элементов. Для других оксидов картина менее ясна.
    Кислород очень электроотрицателен, поэтому он всегда должен быть $ \ delta — $. Но электроотрицательный атом позволит кислороду отводить меньшую электронную плотность, поэтому на кислороде будет меньше отрицательного заряда. Это означает, что смещение протона для придания кислороду большего отрицательного заряда становится более выгодным. Таким образом, оксид кислый.
    $ C {O_2} $ и $ Sn {O_2} $ — кислые оксиды.
    Амфотерные оксиды классифицируются как оксиды металлов, которые реагируют как с кислотами, так и с основаниями с образованием солей и воды.
    $ PbO $ и $ A {l_2} {O_3} $ — амфотерные оксиды. Они могут действовать как основание или кислота.
    Для электроположительного атома кислород теперь почти полностью соответствует электронной плотности этого атома. Это означает, что кислород слишком негативен, чтобы чувствовать себя хорошо, поэтому он будет вытягивать протоны из окружающего раствора, чтобы протонировать себя. Таким образом, оксид является основным.
    $ Pb {O_2} $ и $ P {b_3} {O_4} $ — основные оксиды.
    Таким образом, два оксида являются основными оксидами.

    Примечание:
    Поскольку кислотность катиона быстро увеличивается с ростом заряда, элементы d-блока, которые проявляют широкий диапазон степеней окисления, могут иметь один или несколько оксидов, которые проявляют только основные свойства, и один или несколько оксидов, которые проявляют только кислотные свойства. характеристики.Чем выше степень окисления, тем кислотнее соответствующий оксид.

    Trends in Oxides Chemistry Tutorial

    Сноски

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

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

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

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

    5 Некоторые оксиды хлора склонны к взрыву: ClO 2 , Cl 2 O, Cl 2 O 3 и Cl 2 O 7 .
    Они более чувствительны к ударам, чем термически.
    Несмотря на это, ClO 2 и Cl 2 O используются в коммерческих целях в качестве отбеливающих агентов, в частности, для отбеливания бумаги и муки.
    В промышленных масштабах ClO 2 получают экзотермической реакцией хлората натрия примерно в 4 моль л. -1 H 2 SO 4 , содержащем 0,05-0,25 моль л. -1 хлорид-иона с диоксидом серы:
    2NaClO 3 + SO 2 + H 2 SO 4 → 2ClO 2 + 2NaHSO 4
    Cl 2 O можно получить обработкой свежеприготовленного желтого оксида ртути газообразным хлором или раствор хлора в четыреххлористом углероде:
    2Cl 2 + 2HgO → HgCl 2 .HgO + Cl 2 O

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

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

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

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

    10 Двуокись углерода, CO 2 , представляет собой кислый оксид, а монооксид углерода, CO, является нейтральным оксидом.

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

    Классифицируют данный оксид как нейтральный, кислотный, основной или амфотерный. Напишите подходящие химические уравнения, чтобы показать их природу. (i) CO

    Выбивной NEET 2024

    Персонализированный наставник AI и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченные пробные тесты и персонализированные аналитические отчеты, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    ₹ 40000 / —

    купить сейчас
    Выбивной NEET 2025

    Персонализированный наставник AI и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченные пробные тесты и персонализированные аналитические отчеты, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    ₹ 45000 / —

    купить сейчас
    Основание NEET + Нокаут NEET 2024

    Персонализированный наставник AI и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченные пробные тесты и персонализированные аналитические отчеты, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    54999 ₹ / — 42499 ₹ / —

    купить сейчас
    NEET Foundation + Knockout NEET 2024 (простая установка)

    Персонализированный наставник AI и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченные пробные тесты и персонализированные аналитические отчеты, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    3999 / —

    купить сейчас
    NEET Foundation + Knockout NEET 2025 (простая установка)

    Персонализированный наставник AI и адаптивное расписание, Материал для самообучения, Неограниченные пробные тесты и персонализированные аналитические отчеты, Круглосуточная поддержка в чате сомнений.

    3999 / —

    купить сейчас

    простых оксидов — учебный материал для IIT JEE


    Оксиды неметаллов имеют тенденцию быть кислотными, оксиды металлов имеют тенденцию быть основными, а оксиды элементов в или рядом с угловой полосой полуметаллов в целом являются амфотерными.

    Оксид представляет собой бинарное соединение , получаемое при взаимодействии кислорода с другим элементом. Исходя из содержания в них кислорода, оксиды могут быть широко распределены в смешанные оксиды и простые оксиды.


    Простые оксиды

    Простые оксиды — это оксиды, содержащие только то количество атомов кислорода, которое допускается нормальной валентностью его металла.

    Пример : H 2 O, MgO и Al 2 O 3.


    Смешанные оксиды

    Два простых оксида объединяются с образованием смешанных оксидов.

    Пример : Диоксид свинца (PbO 2 ) и моноксид свинца (PbO) вместе образуют смешанный оксид Красный свинец (Pb 3 O 4 ).

    Оксид железа (Fe 2 O 3 ) и закись железа (FeO) вместе образуют смешанный оксид Оксид железа и железа (Fe 3 O 4 ).


    Классификация простых оксидов

    Простые оксиды на основе их химического поведения могут быть далее классифицированы на кислых оксидов, основных оксидов, амфотерных оксидов и нейтральных оксидов .


    Кислый оксид

    Оксид, который реагирует с водой с образованием кислоты, называется Кислотный оксид . Пример: оксиды неметаллов, такие как SO 2, CO 2 , SO 3 , Cl 2 O 7, P 2 O 5 , & N 2 O 5 , или оксиды металлов с высокими степенями окисления, такие как CrO 3, Mn 2 O 7 , & V 2 O 5 , имеют кислотную природу.

    • Диоксид серы растворяется и реагирует в воде с образованием серной кислоты.

    SO 2 + h3O → H 2 SO 3
    Сернистый газ Вода Сернистая кислота

    • Хромовый ангидрид реагирует с водой с образованием хромовой кислоты.

    Cr 2 O 3 + H 2 O → H 2 Cr 2 O 4
    Хромовый ангидрид Вода Хромовая кислота


    Основной оксид

    Оксид, который реагирует с водой с образованием основания, называется основным оксидом .

    Пример : Оксиды большинства металлов, таких как Na 2 O, CaO, BaO, являются основными по своей природе.

    • Оксид кальция реагирует с водой с образованием гидроксида кальция, основания.

    CaO + H 2 O → Ca (OH) 2
    Оксид кальция Вода Гидроксид кальция


    Амфотерные оксиды

    Некоторые оксиды металлов проявляют двойное поведение, т. Е. Проявляют свойства как кислоты, так и основания.Эти оксиды металлов известны как Амфотерные оксиды . Они могут реагировать как с щелочами, так и с кислотами.

    Пример : Оксид цинка при взаимодействии с концентрированным гидроксидом натрия ведет себя как кислый оксид, но при взаимодействии с соляной кислотой действует как основной оксид.

    ZnO + 2H 2 O + 2NaOH → Na 3 Zn [OH] 4 + H 2
    Оксид цинка Вода NaOH (конц.) Натрий Цинкат Водород

    ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O
    Оксид цинка Соляная кислота Хлорид цинка Вода

    Оксид алюминия — еще один пример, который реагирует как со щелочами, так и с кислотами.

    Al 2 O 3 (т) + 6NaOH (водн.) + 3H 2 O (л) → 2Na 3 [Al (OH) 6 ] (водн.)

    Al 2 O 3 (т) + 6HCl (водн.) + 9H 2 O (л) → 2 [Al (H 2 O) 6 ] 3+ (водн.) + 6Cl (водн.)


    Нейтральные оксиды

    Нейтральные оксиды, как следует из названия, не проявляют склонности к образованию солей с кислотами или основаниями.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *