Основные и кислотные оксиды таблица: Кислотные оксиды

Содержание

Оксиды их классификация, способы получения и химические свойства (таблица, схема)

Оксиды — это бинарные соединения кислорода, то есть сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых является кислород.

Э₂⁺ⁿO_n^-2 — общая формула оксидов, где

n — степень окисления элемента

-2 — степень окисления кислорода

Названия оксидов составляется из слова «оксид» и названия элемента образующего оксид в родительном падеже (CaO — оксид кальция).

Схема классификация оксидов

Таблица классификация оксидов с примерами

Классификация оксидов	Определение	Примеры реакций	Типичные взаимодействия
Нормальные	Оксиды, в которых есть только связи между кислородом и каким-нибудь элементом	MgO, SO₃, SiO₂	Смотрите свойства кислотных и основных оксидов
Пероксиды	Те, в которых есть связи между двумя атомами кислорода	Na₂O₂, H₂O₂	Смотрите таблицу свойства пероксида водорода
Смешанные оксиды	Те, которые представляют собой смесь двух оксидов одного элемента в разных степенях окисления	Pb₃O₄ = 2РbО · PbO₂Fe₃O₄ = FeO · Fe₂O₃	Обладают теми же свойствами, что и входящие в их составы оксиды
Кислотные или ангидриды	Оксиды, которые реагируют с водой, образуя кислоты; с основаниями и основными оксидами — образуют соли	SO₃, SO₂, Mn₂O₇	С водой: SO₂ + Н₂O → Н₂SO₃ С основаниями и основными оксидами: Мn₂O₇ + 2КOН → 2КМnO₄+ Н₂O
Основные оксиды	Те, которые реагируют с водой, образуя основания; с кислотами и кислотными оксидами образуют соли	CaO, Na₂O	С водой: СаО + Н₂O → Са(ОН)₂ С кислотами и кислотными оксидами: Na₂O + СО₂→ Na₂CO₃
Амфотерные оксиды	Те, которые в зависимости от условий проявляют свойства и кислотных, и основных оксидов	ZnO, Al₂O₃	С кислотами: ZnO + 2НСl → ZnCl₂ + Н₂O С щелочами: ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]
Безразличные (несолеобразующие)	Оксиды, которые не реагируют ни с кислотами, ни с основаниями. Солей не образуют	NO, N₂O	NO + Н₂O -/-> N₂O + NaOH

Способы получения оксидов таблица

Почти все хим. элементы образуют оксиды. На данный момент не получены оксиды гелия, неона и аргона.

Способы получения оксидов	Примеры	Примечание
Взаимодействие простых веществ с кислородом	S + O₂ → SO₂ 4Аl + 3O₂ → 2Аl₂0₃	Так получают преимущественно оксиды неметаллов
Термическое разложение оснований, солей, кислот	СаСО₃^t→ CaO + CO₂↑ 2H₃BO₃^t→ Bg₂O₃+ H₂O↑ Mg(OH)₂ ^t→ MgO + H₂0	Так получают преимущественно оксиды металлов
Взаимодействие простых веществ и солей с кислотами-окислителями	C + 4HNO₃(p-p) → CO₂+ 4N0₂+ H₂O Сu + 4HNO 3(конд.) → Cu(NO₃)₂+ 2NO₂+ 2H₂O Na₂SO₃+ 2H₂SO₄→ 2NaHS0₄+ SO₂↑ + H₂O	Способ получения преимущественно оксидов неметаллов

Химические свойства оксидов таблица

Классификация оксидов	Химические свойства оксидов	Примеры реакции
Основные оксиды	1. Основной оксид* + вода —> щелочь	К₂О + Н₂О → 2КОН, ВаО + Н₂O → Ва(ОН)₂
	2. Основной оксид + кислота —> соль + вода	CuO + H₂SO 4 → CuSO₄ + Н₂О
	3. Основной оксид + кислотный оксид —> соль	MgO + СО₂ → MgCO₃, ЗСаО + P₂O₅ → Ca₃(PO₄)₂
Кислотные оксиды	1. Кислотный оксид + вода —> кислота	SO₃+ Н₂O → H₂SO₄ Сl₂O₇+ Н₂О → 2НСlO₄ SiO₂ + Н₂O -/-> нет реакции (исключение)
	2. Кислотный оксид + щелочь —> соль + вода	SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄+ Н₂O
	3. Кислотный оксид + основной оксид —> соль	SiO₂+ CaO ^t→ CaSiO₃, Р₂O₄ + ЗК₂O → 2К₃РО₄
Амфотерные оксиды	1. С кислотами реагируют как основные оксиды	ZnO + H₂SO₄ → ZnSO₄+ Н₂O
Амфотерные оксиды	2. С основаниями (щелочами) реагируют как кислотные оксиды	ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂+ Н₂O

_______________

Источник информации: Насонова А.Е. Химия, школьная программа в таблицах и формулах, 1998

2.2 Оксиды

2.2.1 Определение. Состав и строение оксидов.

Оксиды – соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления –2.

Например, СаО – оксид кальция, SО3 – оксид серы (VI).

Следует отличать оксиды от пероксидов, в составе которых кислород находится в степени окисления –1. В этих соединениях атомы кислорода связаны друг с другом. Примеры: Н₂О₂ – пероксид водорода, ВаО₂ – пероксид бария. По своей природе пероксиды представляют собой соли очень слабой кислоты пероксида (перекиси) водорода Н₂О₂.

Ионными можно считать практически лишь оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, остальные оксиды – ковалентные соединения (тип связи – ковалентная полярная). В случае ковалентной связи кристаллическая решетка оксида может быть атомной (например, в SiО₂) или молекулярной (если рассматривать оксиды в твердом состоянии). Примерами последних могут быть: СО₂, SО₂ и т. д.

2.2.2 Классификация и номенклатура оксидов.

По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные (таблица 2).

Таблица 2 – Классификация солеобразующих оксидов по их кислотно-основному характеру

Солеобразующие оксиды
Основные	Амфотерные	Кислотные
Гидраты* основных оксидов – основания	Гидраты амфотерных оксидов – амфотерные гидроксиды	Гидраты кислотных оксидов – кислоты
Основные оксиды образованы металлами, причем степень окисления металла в оксиде, как правило, равна +1 или +2. Na₂О, MgO, MnO Существуют исключения, например: BeO, ZnO, SnO (относятся к амфотерным оксидам)	Амфотерные оксиды образованы металлами, причем степень окисления металла в оксиде равна +3 или +4. А1₂О₃, Сг₂О₃, МnО₂ Исключение: ВеО, ZnO, SnO – амфотерные оксиды	Кислотные оксиды образованы: – неметаллами Р₂О₅, СО₂, SО₃ – металлами, причем степень окисления металла в оксиде равна +5, +6, +7 V ₂О₅, CrО₃, Мn₂О₇
* Примечание: гидраты – продукты соединения с водой, получаемые присоединением воды к данному веществу прямо или косвенно

Иногда оксиды металлов, в которых степень окисления металла равна +2, являются амфотерными, например: ВеО, ZnO, SnO, PbO.

В то же время, некоторые оксиды, в которых степень окисления металла равна +3, являются основными, например: Y₂О₃, La₂О₃.

Несолеобразующие (безразличные) оксиды не имеют соответствующих гидратов, которые бы являлись кислотами или основаниями. Примеры: NO, N₂О, CO, SiO.

Такие оксиды не проявляют ни кислотных, ни основных свойств.

Номенклатура оксидов соответствует номенклатуре бинарных соединений (см. пункт 2.1). Существуют т.н. двойные оксиды – оксиды, содержащие атомы элементов в различных степенях окисления:

Fe₃О₄ – оксид железа (II, III) – FeО∙Fe₂О₃;

Pb₂O₃ – оксид свинца (II, IV) – PbOPbO₂.

Базовая классификация неорганических веществ | himiyaklas.ru

Оксиды.

Оксиды – это сложные химические вещества, состоящие из двух элементов, один из которых – кислород (на втором месте) со степенью окисления -2.
Оксиды имеют большинство элементов (за исключением фтора, самого кислорода и некоторых благородных газов).
Большинство оксидов получают прямым взаимодействием простых веществ с кислородом (чаще при нагревании) – это так называемые реакции горения.

В зависимости от того, атомами какого элемента образованы оксиды, они будут проявлять различные свойства. В зависимости от этих свойств оксиды делятся на 4 группы:

Основные оксиды.

Как видно из названия проявляют основные свойства. Основным оксидам соответствуют основные гидроксиды (ВСТАВИТЬ).

Основные оксиды образуют ТОЛЬКО металлы со степенями окисления +1,+2. Примеры: Li₂O, Na₂O, Ag₂O, CaO, BaO, MgO, CuO.

Но есть четыре исключения: ZnO, BeO, SnO, PbO – в этих соединениях металлы проявляют степень окисления +2, однако основными оксидами они не являются. Если не основными тогда какими они будут? Об этом позже.

Кислотные оксиды.

В противоположность основным оксидам, кислотные оксиды проявляют кислотные свойства. И этим оксидам соответствуют кислоты.

Кислотные оксиды образуют:

Большинство неметаллов (SO₂, N₂O₅, Cl₂O₇, CO₂)
Металлы со степенями окисления +5, +6, +7 (CrO₃, Mn₂O₃)

Амфотерные оксиды.

Амфотерность – это явление, при котором соединение проявляет как кислотные, так и основные свойства. (от др. греч. ἀμφότεροι — «двойственный», «обоюдный»).

Амфотерные оксиды образуют:

ТОЛЬКО металлы со степенями окисления +3,+4 (Al₂O₃, Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂)
Четыре исключения о которых мы упомянули в пункте про основные оксиды: Zn, Be, Pb, Sn. Их оксиды будут амфотерными не смотря на то, что степень окисления металла = +2: ZnO, BeO, PbO, SnO.

Несолеобразующие оксиды.

Эти оксиды не проявляют кислотно-основных свойств вообще. Им не соответствуют ни кислоты, ни основания. Они стоят особняком от остальных оксидов. Их не так много поэтому нужно выучить все, которые встречаются в ЕГЭ: CO, N₂O, NO, SiO.

Гидроксиды.

Гидроксидами называют неорганические вещества, содержащие одну или несколько групп OH.

ВАЖНО: каждому гидроксиду соответствуют свой оксид. В оксиде и соответствующем ему гидроксиде степень окисления элемента (который образует оксид и гидроксид) одинакова.

То есть оксид K₂O – степень окисления +1, ему соответствует гидроксид KOH (степень окисления калия +1).

Особенно это актуально для элементов с переменной степенью окисления.

Оксиду FeO соответствует гидроксид Fe(OH)₂, степень окисления +2.

Оксиду Fe₂O₃ соответствует гидроксид Fe(OH)₃, степень окисления +3.

Соответственно гидроксиды, как и оксиды мы будем делить на три группы: основные, амфотерные, кислотные.

Несолеобразующие оксиды – это отдельная история у них нет соответствующих им гидроксидом, они стоят стороной.

Принцип классификации тот же самый.

Основные гидроксиды.

Как и соответствующие им оксиды, основные гидроксиды – это гидроксиды ТОЛЬКО металлов со степенями окисления +1,+2 (KOH, NaOH, Ca(OH)₂, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂, Mg(OH)₂).

Кроме четырех уже известных нам исключений: цинк, бериллий, свинец и олово: их гидроксиды будут амфотерными.

Основные гидроксиды часто называют основаниями. Пусть пока для вас эти понятия будут синонимами.

Основный гидроксид = основание.

По своим свойствам основные гидроксиды (основания) делятся на сильные и слабые. Сила основания зависит от его растворимости в воде. Сильные – растворимы, слабые – нет.

Сильные основания называются щелочами. Их отличительный признак – растворимость в воде. Не нужно смотреть в таблице растворимости является ли данный гидроксид щелочью. Во-первых, не все они там есть. Во-вторых, понятие растворимости условное. В таблице растворимости указано: «М» – малорастворим. Для нас такое не годится – в ЕГЭ между растворимыми и нерастворимыми основаниями есть резкая граница.

Поэтому нужно запомнить восьмерку активных металлов, которые образуют щелочи (то есть растворимые в воде основания): это IA группа и AII, начиная с кальция. То есть: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, кальций, стронций, барий.

Их гидроксиды – щелочи (растворимые в воде основания): LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.

Слабые основания гораздо хуже растворимы в воде. Поскольку щелочи мы выучили – это восьмерка, все остальные основные гидроксиды являются слабыми (то есть нерастворимыми).

Амфотерные гидроксиды.

Это гидроксиды металлов со степенью окисления +3,+4 (Al(OH)₃, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃, Sn(OH)₄).

А также четыре гидроксида-исключения: Zn(OH)₂, Be(OH)₂, Sn(OH)₂, Pb(OH)₂. В которых металлы проявляют степень окисления +2, но тем не менее их гидроксиды проявляют амфотерные свойства. То есть сочетают в себе свойства как кислот, так и оснований.

Кислотные гидроксиды.

С этими веществами, как правило бывает очень много путаницы и непонимания.

Объясню на примере. Возьмем оксид серы VI SO₃ он кислотный. Степень окисления +6. Какой кислотный гидроксид ему соответствует?

Никому в голову не придет сказать, что это S(OH)_6.Такого вещества нет.

Запомните и осмыслите, кислотные гидроксиды – это кислородсодержащие кислоты. В частности, для оксида серы (VI), это будет кислородсодержащая кислота, образованная серой в степени окисления +6. Это серная кислота: H₂SO₄.

Посмотрим на ее структурную формулу:

И видим в структуре ОН группы. Поэтому кислородсодержащие кислоты являются гидроксидами, про это часто забывают.

Кислоты.

Кислоты – это сборная группа веществ, обладающие общими свойствами. Существует много концепций кислот и оснований, в которых понятие кислоты различное.

Мы будем рассматривать классическое представление.

Кислоты – это сложные химические вещества, состоящие из кислотного остатка и атомов водорода.

Кислоты имеют свойства диссоциировать (обратимо распадаться): кислотный остаток, как бы отделяется от водорода. При этом образуются положительно заряженные ионы водорода: H⁺, и кислотный остаток. Соответственно кислотный остаток будет являться отрицательно заряженным ионом (анионом).

Вот именно по этому признаку: способность образовывать положительно заряженные ионы водорода (H⁺), мы будет относить то или иное вещество к кислотам.

Кислотный остаток – это отрицательно заряженный ион (анион), образующийся при отнятии от кислоты ионов водорода H⁺.

По-своему, если можно сказать происхождению, неорганические кислоты делятся на две группы: бескислородные и кислородосодержащие.

Кислородосодержащие кислоты.

Кислородосодержащие кислоты, так или иначе, содержат в строении группу ОН, как мы убедились на примере серной кислоты. Соответственно, кислородосодержащие кислоты – это кислотные гидроксиды. И им будут соответствовать кислотные оксиды.

Не путайте кислотный остаток и кислотный оксид!

Кислотный оксид – это оксид элемента, который образует данную кислородосодержащую кислоту. Степень окисления элемента в кислоте и кислотном оксиде, который ей соответствует, одинаковая.

Кислотный остаток – это НЕ ВЕЩЕСТВО, это группа атомов (ион, имеющий отрицательный заряд).

Название кислородсодержащей кислоты (кислотного гидроксиды)	Формула	Кислотный остаток	Кислотный оксид, соответствующий кислотному гидроксиду.	Степень окисления элемента, образующего кислоту
Серная	H₂SO₄	SO₄^2-	SO₃	+6
Cернистая	H₂SO₃	SO₃^2-	SO₂	+4
Азотная	HNO₃	NO₃^–	N₂O₅	+5
Азотистая	HNO₂	NO₂^–	N₂O₃	+3
Угольная	H₂CO₃	CO₃^2-	CO₂	+4
Ортофосфорная (фосфорная)	H₃PO₄	PO₄^3-	P₂O₅	+5
Борная	H₃BO₃	BO₃^3-	B₂O₃	+3
Хлорноватистая	HClO	ClO^–	Cl₂O	+1
Хлористая	HClO₂	ClO₂^–	Cl₂O₃	+3
Хлорноватая	HClO₃	ClO₃^–	Cl₂O₅	+5
Хлорная	HClO₄	ClO₄^–	Cl₂O₇	+7
Марганцовая	HMnO₄	MnO₄^–	Mn₂O₇	+7
Хромовая	H₂CrO₄	CrO₄^2-	CrO₃	+6
Кремниевая	H₂SiO₃	SiO₃^2-	SiO₂	+4

Бескислородные кислоты.

Бескислородные кислоты – это неорганические вещества, которые не относятся к классу кислотных гидроксидов, но тем не менее, вследствие своих индивидуальных особенностей способны образовывать ионы водорода (H⁺) с отщеплением кислотного остатка.

Есть вещества: HF (фтороводород), HCl (хлороводород), HBr (бромоводород), HI (иодоводород), H₂S (сероводород), которые при нормальных условиях находятся в газообразном состоянии. Эти вещества растворяясь в воде, образуют соответствующие кислоты.

Название бескислородной кислоты	Формула	Кислотный остаток	Степень окисления элемента, образующего кислоту
Фтороводородная (плавиковая)	HF	F^–	-1
Хлороводородная (соляная)	HCl	Cl^–	-1
Бромоводородная	HBr	Br^–	-1
Иодоводородная	HI	I^–	-1
Сероводородная	H₂S	S^2-	-2

Возьмем, к примеру, хлороводород – это газ. Растворим его в воде – получим хлороводородную кислоту. Никаких химических преобразований не происходит, простое растворение.

Как вы можете убедиться на этом примере, то в каком состоянии находится вещество (например, в растворе или в чистом виде) значительно влияет на свойства, которые будет проявлять данное вещество.

Кислоты, как и основания делятся на слабые и сильные. Принадлежность кислоты к категории сильных или слабых нужно запомнить. Это важный момент.

Сильные кислоты

Слабые кислоты

1. Серная

2. Азотная

3. Хлорноватая

4. Хлорная

5. Марганцовая

6. Хромовая

7. Хлороводородная

8. Бромоводородная

9. Иодоводородная

1. Сернистая

2. Азотистая

3. Угольная

4. Сероводородная

5. Фтороводородная

6. Фосфорная

7. Кремниевая

8. Хлорноватистая

9. Хлористая

10. Борная

Соли.

Соли – это производные кислот, в которых атомы водорода замещаются на металлы. То есть соль состоит из двух частей: металл и кислотный остаток.

Название соли складывается из названия кислотного остатка (аниона) и металла.

Кислотный остаток (анион)	Называние аниона	Пример соли	Название соли
SO₄^2-	Сульфат-ион	K₂SO₄	Сульфат калия
SO₃^2-	Сульфит-ион	K₂SO₃	Сульфит калия
NO₃^–	Нитрат-ион	KNO₃	Нитрат калия
NO₂^–	Нитрит-ион	KNO₂	Нитрит калия
CO₃^2-	Карбонат-ион	K₂CO₃	Карбонат калия
PO₄^3-	Ортофосфат-ион (Фосфат-ион)	K₃PO₄	Ортофосфат (Фосфат) калия
BO₃^3-	Борат-ион	K₃BO₃	Борат калия
ClO^–	Гипохлорит-ион	KClO	Гипохлорит калия
ClO₂^–	Хлорит-ион	KClO₂	Хлорит калия
ClO₃^–	Хлорат-ион	KClO₃	Хлорат калия
ClO₄^–	Перхлорат-ион	KClO₄	Перхлорат калия
MnO₄^–	Перманганат-ион	KMnO₄	Перманганат калия
CrO₄^2-	Хромат-ион	K₂CrO₄	Хромат калия
SiO₃^2-	Силикат-ион	K₂SiO₃	Силикат калия
F^–	Фторид-ион	KF	Фторид калия
Cl^–	Хлорид-ион	KCl	Хлорид калия
Br^–	Бромид-ион	KBr	Бромид калия
I^–	Иодид-ион	KI	Иодид калия
S^2-	Сульфид-ион	K₂S	Сульфид калия

Сводная таблица кислот и их солей:

Название кислоты	Формула	Формула кислотного остатка	Название кислотного остатка (и соли)	Формула кислотного оксида, который соответствует кислоте	Название кислотного оксида	Слабая?	Степень окисления элемента, образующего кислоту
Борная	H₃BO₃	BO₃^3-	борат	B₂O₃	Оксид бора	Да	+3
Азотная	HNO₃	NO₃^–	нитрат	N₂O₅	Оксид азота (V)		+5
Азотистая	HNO₂	NO₂^–	нитрит	N₂O₃	Оксид азота (III)	Да	+3
Серная	H₂SO₄	SO₄^2-	сульфат	SO₃	Оксид серы (VI) – серный ангидрид		+6
Сернистая	H₂SO₃	SO₃^2-	сульфит	SO₂	Оксид серы (IV) – сернистый ангидрид, сернистый газ	Да	+4
Фосфорная (ортофосфорная)	H₃PO₄	PO₄^3-	Фосфат (ортофосфат)	P₂O₅	Оксид фосфора (V)	Да	+5
Угольная	H₂CO₃	CO₃^2-	Карбонат	CO₂	Оксид углерода (IV), углекислый газ	Да	+4
Хромовая	H₂CrO₄	CrO₄^2-	Хромат	CrO₃	Оксид хрома (Vl)		+6
Марганцевая	HMnO₄	MnO₄^–	Перманганат	Mn₂O₇	Оксид марганца (VII)		+7
Хлорноватистая	HClO	ClO^–	гипохлорит	Cl₂O	Оксид хлора (I)	Да	+1
Хлористая	HClO₂	HClO₂^–	хлорит	Cl₂O₃	Оксид хлора (III)	Да	+3
Хлорноватая	HClO₃	ClO₃^–	хлорат	Cl₂O₅	Оксид хлора (V)		+5
Хлорная	HClO₄	ClO₄^–	перхлорат	Cl₂O₇	Оксид хлора (Оксид хлора (VII)		+6
Кремниевая	H₂SiO₃	SiO₃^2-	Силикат	SiO₂	Оксид кремния (IV)	Да	+4
Соляная (хлороводородная)	HCl	Cl^–	хлорид	–	–		-1
Фтороводородная (плавиковая)	HF	F^–	фторид	–	–	Да	-1
Иодоводородная	HI	I^–	Иодид	–	–		-1
Бромоводородная	HBr	Br^–	бромид	–	–		-1
Сероводородная	H₂S	S^2-	сульфид	–	–	Да	-2

Проверь себя – пройди тестирование!

Тренажер по классификации неорганических веществ

Ограничение продолжительности: 0

Информация

You have already completed the quiz before. Hence you can not start it again.

Тест загружается…

Вам необходимо авторизоваться или подписаться на курс, чтобы пройти тест.

Чтобы пройти данный тест, Вы сначала должны закончить этот:

Quiz complete. Results are being recorded.

Отмечено
Просмотр

Кислотные оксиды

1,008

1s¹

2,2

Бесцветный газ

t°_пл=-259°C

t°_кип=-253°C

4,0026

1s²

Бесцветный газ

t°_кип=-269°C

6,941

2s¹

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=180°C

t°_кип=1317°C

9,0122

2s²

1,57

Светло-серый металл

t°_пл=1278°C

t°_кип=2970°C

10,811

2s² 2p¹

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°_пл=2300°C

t°_кип=2550°C

12,011

2s² 2p²

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°_пл=3550°C

t°_кип=4830°C

14,007

2s² 2p³

3,04

Бесцветный газ

t°_пл=-210°C

t°_кип=-196°C

15,999

2s² 2p⁴

3,44

Бесцветный газ

t°_пл=-218°C

t°_кип=-183°C

18,998

2s² 2p⁵

4,0

Бледно-желтый газ

t°_пл=-220°C

t°_кип=-188°C

20,180

2s² 2p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-249°C

t°_кип=-246°C

22,990

3s¹

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=98°C

t°_кип=892°C

24,305

3s²

1,31

Серебристо-белый металл

t°_пл=649°C

t°_кип=1107°C

26,982

3s² 3p¹

1,61

Серебристо-белый металл

t°_пл=660°C

t°_кип=2467°C

28,086

3s² 3p²

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°_пл=1410°C

t°_кип=2355°C

30,974

3s² 3p³

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°_пл=44°C

t°_кип=280°C

32,065

3s² 3p⁴

2,58

Светло-желтый порошок

t°_пл=113°C

t°_кип=445°C

35,453

3s² 3p⁵

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°_пл=-101°C

t°_кип=-35°C

39,948

3s² 3p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-189°C

t°_кип=-186°C

39,098

4s¹

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=64°C

t°_кип=774°C

40,078

4s²

1,0

Серебристо-белый металл

t°_пл=839°C

t°_кип=1487°C

44,956

3d¹ 4s²

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°_пл=1539°C

t°_кип=2832°C

47,867

3d² 4s²

1,54

Серебристо-белый металл

t°_пл=1660°C

t°_кип=3260°C

50,942

3d³ 4s²

1,63

Серебристо-белый металл

t°_пл=1890°C

t°_кип=3380°C

51,996

3d⁵ 4s¹

1,66

Голубовато-белый металл

t°_пл=1857°C

t°_кип=2482°C

54,938

3d⁵ 4s²

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°_пл=1244°C

t°_кип=2097°C

55,845

3d⁶ 4s²

1,83

Серебристо-белый металл

t°_пл=1535°C

t°_кип=2750°C

58,933

3d⁷ 4s²

1,88

Серебристо-белый металл

t°_пл=1495°C

t°_кип=2870°C

58,693

3d⁸ 4s²

1,91

Серебристо-белый металл

t°_пл=1453°C

t°_кип=2732°C

63,546

3d¹⁰ 4s¹

1,9

Золотисто-розовый металл

t°_пл=1084°C

t°_кип=2595°C

65,409

3d¹⁰ 4s²

1,65

Голубовато-белый металл

t°_пл=420°C

t°_кип=907°C

69,723

4s² 4p¹

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=30°C

t°_кип=2403°C

72,64

4s² 4p²

2,0

Светло-серый полуметалл

t°_пл=937°C

t°_кип=2830°C

74,922

4s² 4p³

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°_субл=613°C

(сублимация)

78,96

4s² 4p⁴

2,55

Хрупкий черный минерал

t°_пл=217°C

t°_кип=685°C

79,904

4s² 4p⁵

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°_пл=-7°C

t°_кип=59°C

83,798

4s² 4p⁶

3,0

Бесцветный газ

t°_пл=-157°C

t°_кип=-152°C

85,468

5s¹

0,82

Серебристо-белый металл

t°_пл=39°C

t°_кип=688°C

87,62

5s²

0,95

Серебристо-белый металл

t°_пл=769°C

t°_кип=1384°C

88,906

4d¹ 5s²

1,22

Серебристо-белый металл

t°_пл=1523°C

t°_кип=3337°C

91,224

4d² 5s²

1,33

Серебристо-белый металл

t°_пл=1852°C

t°_кип=4377°C

92,906

4d⁴ 5s¹

1,6

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2468°C

t°_кип=4927°C

95,94

4d⁵ 5s¹

2,16

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2617°C

t°_кип=5560°C

98,906

4d⁶ 5s¹

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°_пл=2172°C

t°_кип=5030°C

101,07

4d⁷ 5s¹

2,2

Серебристо-белый металл

t°_пл=2310°C

t°_кип=3900°C

102,91

4d⁸ 5s¹

2,28

Серебристо-белый металл

t°_пл=1966°C

t°_кип=3727°C

106,42

4d¹⁰

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1552°C

t°_кип=3140°C

107,87

4d¹⁰ 5s¹

1,93

Серебристо-белый металл

t°_пл=962°C

t°_кип=2212°C

112,41

4d¹⁰ 5s²

1,69

Серебристо-серый металл

t°_пл=321°C

t°_кип=765°C

114,82

5s² 5p¹

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=156°C

t°_кип=2080°C

118,71

5s² 5p²

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=232°C

t°_кип=2270°C

121,76

5s² 5p³

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°_пл=631°C

t°_кип=1750°C

127,60

5s² 5p⁴

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°_пл=450°C

t°_кип=990°C

126,90

5s² 5p⁵

2,66

Черно-серые кристаллы

t°_пл=114°C

t°_кип=184°C

131,29

5s² 5p⁶

2,6

Бесцветный газ

t°_пл=-112°C

t°_кип=-107°C

132,91

6s¹

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°_пл=28°C

t°_кип=690°C

137,33

6s²

0,89

Серебристо-белый металл

t°_пл=725°C

t°_кип=1640°C

138,91

5d¹ 6s²

1,1

Серебристый металл

t°_пл=920°C

t°_кип=3454°C

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=798°C

t°_кип=3257°C

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=931°C

t°_кип=3212°C

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1010°C

t°_кип=3127°C

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°_пл=1080°C

t°_кип=2730°C

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1072°C

t°_кип=1778°C

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=822°C

t°_кип=1597°C

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1311°C

t°_кип=3233°C

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1360°C

t°_кип=3041°C

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1409°C

t°_кип=2335°C

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1470°C

t°_кип=2720°C

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1522°C

t°_кип=2510°C

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1545°C

t°_кип=1727°C

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=824°C

t°_кип=1193°C

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1656°C

t°_кип=3315°C

178,49

5d² 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2150°C

t°_кип=5400°C

180,95

5d³ 6s²

Серый металл

t°_пл=2996°C

t°_кип=5425°C

183,84

5d⁴ 6s²

2,36

Серый металл

t°_пл=3407°C

t°_кип=5927°C

186,21

5d⁵ 6s²

Серебристо-белый металл

t°_пл=3180°C

t°_кип=5873°C

190,23

5d⁶ 6s²

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=3045°C

t°_кип=5027°C

192,22

5d⁷ 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2410°C

t°_кип=4130°C

195,08

5d⁹ 6s¹

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1772°C

t°_кип=3827°C

196,97

5d¹⁰ 6s¹

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°_пл=1064°C

t°_кип=2940°C

200,59

5d¹⁰ 6s²

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°_пл=-39°C

t°_кип=357°C

204,38

6s² 6p¹

Серебристый металл

t°_пл=304°C

t°_кип=1457°C

207,2

6s² 6p²

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°_пл=328°C

t°_кип=1740°C

208,98

6s² 6p³

Блестящий серебристый металл

t°_пл=271°C

t°_кип=1560°C

208,98

6s² 6p⁴

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=254°C

t°_кип=962°C

209,98

6s² 6p⁵

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=302°C

t°_кип=337°C

222,02

6s² 6p⁶

2,2

Радиоактивный газ

t°_пл=-71°C

t°_кип=-62°C

223,02

7s¹

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=27°C

t°_кип=677°C

226,03

7s²

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=700°C

t°_кип=1140°C

227,03

6d¹ 7s²

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=1047°C

t°_кип=3197°C

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°_пл=1132°C

t°_кип=3818°C

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

267

6d² 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

268

6d³ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

269

6d⁴ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

270

6d⁵ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

277

6d⁶ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

278

6d⁷ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

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.

Оксиды неметаллов | Образовательная социальная сеть

«Оксиды неметаллов»
Цель урока:
Образовательные:

углубить, систематизировать, обобщить знания учащихся об оксидах, способах их получения, свойствах и областях применения,
свойствах и областях применения, упражнять учащихся в выполнении заданий ЕГЭ по химии по данной теме,

Развивающие:

развивать логическое мышление учащихся,
развивать умение анализировать, обобщать, делать выводы,
развивать правильно и последовательно излагать свои мысли,

Воспитательные:

создание комфортности присутствия на уроке,
воспитание эстетического отношения к предмету,
воспитание отстаивать свою точку зрения, подкрепляя ее имеющимися или приобретенными знаниями

Оборудование: таблица «Оксиды», ПК с медиапроектором, коллекция «Минералы», раздаточный материал – карточки с заданиями;
лабораторное оборудование: спиртовка, спички, пробиркодержатель, ложечка для сжигания веществ; вещества: медная проволока, этанол.

Ход урока
I. Организационный момент.

Сегодня на уроке рассмотрим свойства, классификацию, физические и химические свойства оксидов.

II. Изучение основного содержания:

1) Сообщение темы и цели урока.

-Сегодня на уроке рассмотрим свойства, классификацию, физические и химические свойства оксидов

1. Фронтальный опрос учащихся по вопросам:
— Вещества подразделяют на простые и сложные, укажите их отличия?
— Перечислите классы неорганических соединений.
— Дайте определение понятию «Оксиды».
— Перечислите виды оксидов.
— Дайте определения понятий основных, кислотных, амфотерных оксидов.

2. Классификация оксидов

Классификация оксидов

Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие.

Солеобразующими называют такие оксиды, которые в результате химических реакций способны образовывать соли.

— Дайте определение понятию «Соли».

Несолеобразующие оксиды такой способностью не обладают. Примером несолеобразующих оксидов могут служить следующие вещества: CO, N2O, NO.
Солеобразующие оксиды, в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

— Какие оксиды относят к основными ?

Основными оксидами называются такие оксиды, которым в качестве гидратов (продуктов присоединения воды) соответствуют основания.

Например: Основные оксиды Соответствующая гидратная форма(основание)
Na2O → NaOH
BaO→ BaOH
СaO→ СaOH

— Дайте определение понятию «Основания».

— Какие элементы образуют основные оксиды?

Основные оксиды образуют металлы при проявлении ими невысокой валентности (обычно I или II).

Оксиды таких металлов, как Li,Na, K, Rb, Cs, Fr , Ca , Sr, Ba взаимодействуют с водой с образованием растворимых в воде оснований — щелочей. Другие основные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, а соответствующие им основания получают из солей (косвенным путем).

— Какие оксиды относят к кислотными ?
Кислотными оксидами называются такие оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют кислоты. Кислотные оксиды называют также ангидридами кислот.

Например: кислотные оксиды соответствующая гидратная форма (кислота)

SO3 → h3SO4
Р2О3→ h4РO4
СrО3→ h3CrO4

— Дайте определение понятию «Кислоты»

— Какие элементы образуют кислотные оксиды?

Кислотные оксиды образуют неметаллы и металлы при проявлений ими высокой валентности. Например, оксид марганца (VII) — кислотный оксид, так как в качестве гидрата ему соответствует кислота HMnO4 и это оксид металла с высокой валентностью.

Большинство кислотных оксидов могут взаимодействовать с водой непосредственно и при этом образовывать кислоты.

Например: СrО3 + h3O → h3CrO4
Р2О3 + h3O → h4РO4
SO3 + h3O → h3SO4

Некоторые оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют. Такого типа оксиды сами могут быть получены из кислот. Например:

h3SiO3→ SiO2 + h3O (температура)
Это подтверждает названия кислотных оксидов — ангидриды, то есть «не содержащие воду».

Оксиды SO2 и CO2 реагирую с водой обратимо: СО2 + h3O ↔ h3CO3
SО2 + h3O ↔ h3SO3

Это подтверждает названия кислотных оксидов — ангидриды, то есть «не содержащие воду».

— Назовите особенности амфотерных оксидов.

Амфотерные оксиды представляют собой оксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства как основных (в кислой среде), так и кислотных (в щелочной среде) оксидов.

— Какие элементы образуют амфотерные оксиды?

К амфотерным оксидам относятся только оксиды некоторых металлов.

Например: BeO, Al2O3, PbO, SnO, ZnO, PbO2, SnO2, Сr2О3

PbO + 2HNO3→ Pb(NO3)2 + h3O

а) В кислой среде PbO (оксид свинца (II)) проявляет свойства основного оксида
б) в щелочной среде PbO проявляет свойства кислотного оксида.

t
PbO + 2NaOHтв → Na2 PbO2 + h3O

Амфотерные оксиды с водой непосредственно не взаимодействуют, следовательно, их гидратные формы получают косвенно — из солей. Несолеобразующие (индифферентные) оксиды — небольшая группа оксидов, не вступающая в химические реакции с образованием солей. К ним относятся: CO, N2O, NO , SiO2.

2. Получение оксидов.

— Назовите способы получения оксидов

1) окисление металлов: 2Cu + O2 = 2CuO
оксид меди (II) черный налет
Демонстрационный опыт — окисление меди кислородом в пламени спиртовки
2) окисление неметаллов: C + O2 = CO2
оксид углерода (IV)

3) разложение кислот: Н2SО4 = SО2 + Н2О
оксид серы (IV)

4) разложение солей: CaCО3 = CaО + CО2
оксид кальция (II)
5) разложение оснований: Fe(ОН)2 = FeО + Н2О
оксид железа (II)
7) горение сложных веществ: C2H5OH + 3О2 → 2CО2 + 3Н2О
Демонстрационный опыт – горение C2H5OH (этанол) в ложечке для сжигания веществ

3. Химические свойства оксидов.

1) Основные оксиды.
а) взаимодействие с кислотами: BaO + 2HCl = BaCl2 + h3O
оксид бария (II)
б) взаимодействие с водой: MgO + h3O = Mg(OH)2
оксид магния (II)
в) взаимодействие с кислотным оксидом: CaO + CO2 = CaCO3
оксид кальция (II)
г) взаимодействие с амфотерным оксидом: Na2O + ZnO = Na2ZnO2
цинкат натрия

2) Кислотные оксиды.
а) взаимодействие с водой: SO3 + h3O = h3SO4
оксид серы (VI)
б) взаимодействие с основанием: Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3 + h3O
гидроксид кальция (II)
в) взаимодействие с основным оксидом: CO2 + CaO = CaCO3
карбонат кальция

3) Амфотерные оксиды.
а) взаимодействие с кислотами: ZnO + 2HCl = ZnCl2 + h3O
хлорид цинка

б) взаимодействие с основаниями: ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + h3O
гидроксид натрия

4. Применение оксидов:

Сообщения учащихся:

Fe2O3 – оксид железа (III) – темно-красного цвета – гематит или красный железняк – для изготовления красок.
Fe3O4 – оксид железа (II, III) – минерал магнетит или магнитный железняк, хороший проводник электричества – для получения и изготовления электродов.
CaO – оксид кальция (II) – порошок белого цвета – «негашеная» известь, используют в строительстве.
Al2O3 – оксид алюминия (III) – минерал твердый корунд – как полирующее средство.
SO2 – оксид серы (IV) или сернистый газ – бесцветный газ, имеющий удушливый запах, убивает микроорганизмы, плесневые грибки – окуривают подвалы, погреба, при перевозке и хранении фруктов и ягод.
CO2 – оксид углерода (IV), углекислый газ. Твердый оксид углерода – сухой лед. Для изготовления соды, сахара, газированных напитков, в жидком виде в огнетушителях.
SiO2 – оксид кремния (IV) – твердое, тугоплавкое вещество в природе в двух видах:
1) кристаллический кремнезем – в виде минерала кварца и его разновидностей: горный хрусталь, халцедон, агат, яшма, кремень – используют в силикатной промышленности, строительстве.
2) аморфный кремнезем SiO2 ∙ nh3O – минерал опал.
Применяют соединения оксида кремния в ювелирном деле, изготовлении химической посуды, кварцевых ламп.
Для создания цветных стекол используют следующие оксиды:
Cо2O3 – синий цвет , Cr2O3 – зеленый цвет, MnO2 – розовый цвет.
5. Закрепление. Выполнение теста. (Приложение № 1)

IV. Домашнее задание:

1И.И. Новошинский, Н.С. Новошинская «Химия» (базовый уровень), Глава VI, §22
2. Закончите уравнения химических реакций, дайте название веществам:

а) P + O2 →
б) Al + O2 →
в) h3SO4 + Fe2O3 →
г) BaO + HCl →
д) C2h5 + O2 →

V. Закрепление:

По вопросам основного содержания:
1. Основные способы получения оксидов.
2. Химические свойства:
— основных оксидов;
— кислотных оксидов;
— амфотерных оксидов.
3. Области применения оксидов.

Приложение №1.

Характерные химические свойства: оксидов: основных, амфотерных, кислотных.

Вариант 1.

1. Оксид серы (VI) взаимодействует с каждым из двух веществ:

1) вода и соляная кислота
2) кислород и оксид магния
3) вода и медь
4) оксид кальция и гидроксид натрия

Ответ: 4, т.к. оксид серы (VI) – кислотный, взаимодействует с основаниями, основными оксидами, водой.

2. Оксид углерода (IV) реагирует с каждым из двух веществ:

1) гидроксидом натрия и оксидом кальция
2) оксидом кальция и оксидом серы (IV)
3) кислородом и водой
4) хлоридом натрия и оксидом азота (IV)

Ответ: 1, т.к. оксид углерода (IV) – кислотный, взаимодействует с основаниями, основными оксидами, водой.

3. Оксид серы (IV) взаимодействует с

1) СО2 2) Н2О 3) Na2SO4 4) НС1

Ответ:,2. т.к. оксид серы (IV) – кислотный, взаимодействует с основаниями, основными оксидами, водой.

4. Формулы кислотного, основного, амфотерного оксидов, соответственно

1)MnO2, CO2, Al2O3 2)CaO, SO2, BeO 3)Mn2O7, CaO, ZnO 4) MnO, CuO, CO2

Ответ: 3,т.к. Mn2O7 – кислотный, CaO — основный, ZnO — амфотерный

5. Способны взаимодействовать между собой

1) SiO2 и Н2О 2) СО2 и h3SO4 3) CO2 и Са(ОН)2 4) Na2O и Са(ОН)2

Ответ: 3, CO2 – кислотный оксид, Са(ОН)2 -основание, кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями

6. Ни с водой, ни с раствором гидроксида натрия не реагирует

1) SiО2 2) SO3 3) ВаО 4) NО

Ответ: 4,т.к. NО несолеобразующий

7. Реагирует с соляной кислотой, но не с водой, оксид

1) SiО2 2) N2O3 3) Na2О 4) Fе2Оз

Ответ: 4, т.к. Fе2Оз — амфотерный оксид с большим преобладанием основных свойств, взаимодействует с кислотами, не реагирует с водой (Fе(ОН)з – не растворим в воде).

8. Амфотерность оксида свинца (II) подтверждается его способностью

1) растворяться в кислотах
2) восстанавливаться водородом
3) реагировать с оксидом кальция
4) взаимодействовать как с кислотами, так и с щелочами

Ответ: 4; т.к. амфотерные оксиды могут взаимодействовать как с кислотами, так и с щелочами

9. Верны ли следующие суждения о свойствах оксидов алюминия и хрома (III)?

А. Эти оксиды проявляют амфотерные свойства.
Б. В результате взаимодействия этих оксидов с водой получаются гидроксиды.

1)   верно только А
2)   верно только Б
3)   верны оба суждения
4) оба суждения неверны

Ответ: 1, т.к. оксиды алюминия и хрома (III) проявляют амфотерные

10. Между собой взаимодействуют

1) СuО и FeO 2) СО2 и ВаО 3) Р2О5 и NO 4) СгО3 и SO3

Ответ: 2, т.к. СО2 – кислотный, а ВаО — основный

Характерные химические свойства: оксидов: основных, амфотерных, кислотных.

Вариант 2.

1. Реакция возможна между

1) Н2О и А12О3 2) СО и СаО 3) Р2О3 и SO2 4) Н2О и ВаО

Ответ: 4, т.к. ВаО — основный оксид, взаимодействует с водой.

2. И с раствором гидроксида натрия, и с соляной кислотой реагирует оксид

1) SiО2 2) Al2O3 3) СО2 4) MgO

Ответ: 2; т.к. взаимодействовать с щелочами и кислотами могут амфотерные оксиды, Al2O3 — амфотерный оксид.

3. Реакция возможна между

1) ВаО и Nh4 2) А12О3 и Н2О 3) Р2О5 и НС1 4) MgO и SO3

Ответ: 4; т.к. MgO — основный оксид ,а SO3 – кислотный оксид.

4. Оксид натрия не взаимодействует с

1) Н2О 2) СО2 3) CaO 4) А12О3

Ответ: 3; т.к. оксид натрия основный и CaO основный.

5. Оксид углерода (IV) реагирует с каждым из двух веществ:

1) водой и оксидом кальция
2) кислородом и водой
3) сульфатом калия и гидроксидом натрия
4) оксидом кремния (IV) и водородом

Ответ: 1; т.к. оксид углерода (IV) — кислотный, реагирует с водой, основаниями, основными оксидами. Оксид кальция — основный

6. Основные свойства наиболее выражены у оксида, формула которого

1) Fe2O3 2) FeO 3) Cr2O3 4) СrО3

Ответ: 2; т.к. Fe2O3 и Cr2O3 – амфотерные, а СrО3 – кислотный.

7. Какие из двух оксидов могут взаимодействовать между собой?

1) СаО и СrО 2) СаО и NO 3) К2O и СО2 4) SiO2 и SO2

Ответ: 3; т.к. К2O — основный ,а СО2 — кислотный оксид

8. Оксид фосфора (V)

1) не проявляет кислотно-основных свойств
2) проявляет только основные свойства
3) проявляет только кислотные свойства
4) проявляет как основные, так и кислотные свойства

Ответ: 3; т.к. оксид фосфора (V) – кислотный.

9. Между собой взаимодействуют

1) SO3 и А12Оз 2) СО и ВаО 3) Р2О5 и SCl4 4) ВаО и SO2

Ответ: 1; т.к. SO3 — — кислотный оксид, а А12Оз — амфотерный.

10. Верны ли следующие суждения об оксидах цинка и алюминия?

А. В результате взаимодействия этих оксидов с водой получаются гидроксиды.
Б. Эти оксиды взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами.

1)   верно толь ко А
2)   верно только Б
3)   верны оба суждения
4) оба суждения неверны

Ответ: 2; т.к. оксиды цинка и алюминия — амфотерные.

Химия — 8

Кислотные оксиды. Оксиды, вступающие во взаимодействие с основаниями и основными оксидами, образуя соли, называются кислотными оксидами.

Кислотные оксиды также называют кислотными ангидридами. Примерами кислотных оксидов являются B₂O₃, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, P₂O₃, P₂O₅, CO₂, SO₂, SO₃, CrO₃, Mn₂O₇, Cl₂O₇, SiO₂ и др.

Амфотерные оксиды. Оксиды, вступающие во взаимодействие как с кислотами (или кислотными оксидами), так и с основаниями (или основными оксидами), образуя соли, называются амфотерными оксидами.

Иными словами, оксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства как кислотных, так и основных оксидов, называются амфотерными оксидами. Примерами амфотерных оксидов служат BeO, ZnO, Cr₂O₃, Al₂O₃, Fe₂O₃, MnO₂, PbO, PbO₂ и др.

Смешанные оксиды. Соединения Pb₂O₃, Mn₃O₄, Fe₃O₄ называются двойными или смешанными оксидами. В смешанных оксидах в состав молекулы входят атомы с различными показателями валентности.

Таблица 1

Физические свойства оксидов

Оксиды	Агрегатное состояние (в н.у.)	Цвет	Особенности
CO₂	газ	бесцветный	Без запаха, растворяется в воде
SO₂	газ	бесцветный	С резким запахом, растворяется в воде
CO	газ	бесцветный	Ядовитый, удушливый, не растворяется в воде
SO₃	в жидком состоянии	бесцветный	Водопоглощающий (гидроскопический), растворимый в воде
P₂O₅	в твердом состоянии	белый	Водопоглощающий, растворимый в воде
SiO₂	в твердом состоянии	бесцветный	Нерастворим в воде
NO₂	газ	бурый	С резким запахом

Все основные, амфотерные и смешанные оксиды в нормальных условиях находятся в твердом состоянии. Кислотные оксиды бывают в трех агрегатных состояниях (в газообразном — CO₂, SO₂, NO₂ и др., жидком — SO₃, O₂O₇ и др., твердом — P₂O₅, SiO₂, N₂O₅, CrO₃ и др.).

оксиды, их классификация и свойства. Химические свойства основных классов неорганических соединений

Одним из которых является кислород в степени окисления (-2 ) .

К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом, например Fe 2 O 3 , P 4 O 10 , кроме содержащих атомы кислорода, связанные химической связью друг с другом:

и соединения фтора с кислородом (OF 2 , O 2 F 2 ), которые следует назвать не оксидами фтора, а фторидами кислорода , так как степень окисления кислорода в них положительная.

Физические свойства оксидов

Температуры плавления и кипения оксидов меняются в очень широком интервале. При комнатной температуре они, в зависимости от типа кристаллической решетки, могут находиться в различных агрегатных состояниях. Это определяется природой химической связи в оксидах, которая может быть ионной или ковалентной полярной .

В газообразном и жидком состояниях при комнатной температуре находятся оксиды, образующие молекулярные кристаллические решетки . С увеличением полярности молекул температуры плавления и кипения повышаются (таблица 1).

Таблица 1: Температуры плавления и кипения некоторых оксидов (при давлении 101,3 кПа)

	CO 2	CO	SO 2	ClO 2	SO 2	Cl 2 O 7	H 2 O
T плавления ,⁰C	-78 (T возгонки )	-205	-75,46	-59	-16,8	-93,4	0
T кипения , ⁰C		-191,5	-10,1	9,7	44,8	87	100

Оксиды, образующие ионные кристаллические решетки, например, CaO , BaO и другие являются твердыми веществами, имеющими очень высокие температуры плавления (>1000⁰C )/

В некоторых оксидах связи ковалентные полярные. Они образуют кристаллические решетки, где атомы связаны несколькими «мостиковыми» атомами кислорода, образуя бесконечную трехмерную сеть, например, Al 2 O 3 , SiO 2 , TiO 2 , BeO и эти оксиды тоже имеют очень высокие температуры плавления.

Классификация оксидов по химическим свойствами

Несолеобразующие оксиды – оксиды, которым не соответствуют ни кислоты, ни основания.

Солеобразные оксиды – это двойные оксиды, в состав которых входят атомы одного металла в разных степенях окисления.

Металлы, проявляющие в соединениях несколько степеней окисления, образуют двойные, или солеобразные оксиды. Например, Pb 3 O 4 , Fe 3 O 4 , Mn 3 O 4 (формулы этих оксидов могут быть записаны также в виде 2PO·PbO 2 , FeO·Fe 2 O 3 , MnO·Mn 2 O 3 соответственно).

Например, Fe 3 O 4 →FeO·FeO 3 : представляет собой основной оксид FeO химически связанный с амфотерным оксидом Fe 2 O 3 , который в данном случае проявляет свойства кислотного оксида. И Fe 3 O 4 формально можно рассматривать как соль, образованную основанием Fe(OH) 2 и кислотой , которая не существует в природе:

От гидрата оксида свинца (IV) , как от кислоты, и Pb(OH 2) , как основания, могут быть получены два двойных оксида Pb 2 O 3 , Pb 3 O 4 (сурик), которые можно рассматривать как соли. Первый является свинцовой солью метасвинцовой кислоты (H 2 PbO 3 ), а второй – ортосвинцовой кислоты (H 4 PbO 4 ).

Среди оксидов, особенно среди оксидов d – элементов, много соединений переменного состава (бертолиды), содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, а изменяется в довольно широких пределах, например, состав оксида титана (II) TiO изменяется в пределах TiO 0,65 – TiO 1,25 .

Солеобразующие оксиды – это оксиды, которые образуют соли. Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды – оксиды, элемент которых при образовании соли или основания становится .

Кислотные оксиды – это оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав .

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов.

При образовании солей степени окисления элементов, образующих оксиды, не изменяются , например:

Если при образовании соли происходит изменение степеней окисления элементов, образующих оксиды, то получившуюся соль следует отнести к соли другой кислоты или другого основания, например:

Fe 2 (SO 4) 3 представляет собой соль, образованную серной кислотой и гидроксидом железа (III)- Fe(OH) 3 , которому соответствует оксид Fe 2 O 3 .

Образовавшиеся соли являются солями азотистой (H +3 NO 2) и азотной (H +5 NO 3) кислот, которым соответствуют оксиды:

Закономерности изменения свойств оксидов

Увеличение степени окисления и уменьшение радиуса его иона (при этом происходит уменьшение эффективного отрицательного заряда на атоме кислорода –δ 0 ) делают оксид более кислотным. Это и объясняет закономерное изменение свойств оксидов от основных к амфотерным и далее к кислотным.

А) В одном периоде при увеличении порядкового номера происходит усиление кислотных свойств оксидов и увеличение силы соответствующих им кислот.

Таблица 2: Зависимость кислотно-основных свойств оксидов от эффективного заряда на атоме кислорода

Оксид	Na 2 O	MgO	Al 2 O 3	SiO 2	P 4 O 1023	SO 3	Cl 2 O 7
Эффективный заряд δ 0	-0,81	-0,42	-0,31	-0,23	-0,13	-0,06	-0,01
Кислотно- основные свойства оксида	Основный	Основный	Амфотерный	Кислотный

Б)В главных подгруппах периодической системы при переходе от одного элемента к другому сверху вниз наблюдается усиление основных свойств оксидов :

В)При повышении степени окисления элемента усиливаются кислотные свойства оксидов и ослабевают основные:

Таблица 3: Зависимость кислотно-основных свойств от степени окисления металлов

Список литературы: Общая и неорганическая химия, Ю. М. Коренев, В. П. Овчаренко, 2000г

Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор , который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.

Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.

Классификация оксидов

Все оксиды, по способности образовать соли, можно разделить на две группы:

Солеобразующие оксиды (CO 2 , N 2 O 5 ,Na 2 O, SO 3 и т. д.)
Несолеобразующие оксиды(CO, N 2 O,SiO, NO и т. д.)

В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:

Основные оксиды — (Оксиды металлов — Na 2 O, CaO, CuO и т д)
Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления V-VII — Mn 2 O 7 ,CO 2 , N 2 O 5 , SO 2 , SO 3 и т д)
(Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)

Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты . Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания , которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность .

CO 2 – оксид углерода (IV)

N 2 O 3 – оксид азота (III)

Физические свойства оксидов

Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н 2 О), так и газами (СО 2 , SO 3) или твёрдыми веществами (Al 2 O 3 , Fe 2 O 3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н 2 О, СО) и белой (ZnO, TiO 2) до зелёной (Cr 2 O 3) и даже чёрной (CuO).

Основные оксиды

Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:

Кислотные оксиды

Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:

Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:

Получение оксидов

Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.

Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований:Взаимодействие некоторых металлов с водой:

Применение оксидов

Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO 3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.

Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

Оксид кремния SiO 2 является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr 2 O 3 применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).

Оксид углерода CO 2 , который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.

Классификация оксидов:

1 группа — несолеобразующие — N 2 O, NO, CO, SiO.

2 группа — солеобразующие:

Основные — это такие оксиды, которым соответствуют основания. Оксиды металлов , степень окисления которых +1, +2: Na 2 O, CaO, CuO, FeO, CrO. Реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания: 1) щелочные металлы; 2) щелочноземельные металлы; 3) некоторые — CrO, MnO, FeO. Типичные реакции основных оксидов:
- Основный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
- Основный оксид + кислотный оксид → соль (реакция соединения)
- Основный оксид + вода → щелочь (реакция соединения).
Кислотные — — это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Оксиды неметаллов. Оксиды металлов , степень окисления которых > +5: SO 2 , SO 3 , P 2 O 5 , CrO 3 , Mn 2 O 7 . Реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Типичные реакции кислотных оксидов:
- Кислотный оксид + основание → соль + вода (реакция обмена).
- Кислотный оксид + основный оксид → соль (реакция соединения).
- Кислотный оксид + вода → кислота (реакция соединения)
Амфотерные — это оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Оксиды металлов , степень окисления которых +2, +3, +4: BeO, ZnO, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , MnO 2 . Взаимодействуют как с кислотами так и с основаниями. Реагируют с основными и кислотными оксидами. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются. Типичные реакции амфотерных оксидов:
- Амфотерный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
- Амфотерный оксид + основание → соль + вода или комплексное соединение.

Оксид углерода 2 и 4

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

Взаимодействие с кислородом

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

Взаимодействие с водородом : СО + Н 2 = С + Н 2 О.

Взаимодействие с другими неметаллами. При облучении и в присутствии катализатора взаимодействует с галогенами: СО + Cl 2 = COCl 2 (фосген). и серой СО + S = COS (карбонилсульфид).

Восстановительные свойства

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

C +2 O + CuO = Сu + C +4 O 2 .

Взаимодействие с переходными металлами

С переходными металлами образует карбонилы:

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

Оксид углерода (IV) (углекислый газ, диоксид углерода, двуокись углерода,угольный ангидрид) — CO 2 , бесцветный газ (в нормальных условиях), без запаха, со слегка кисловатым вкусом. Химически оксид углерода (IV) инертен.

Окислительные свойства

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

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

Свойства кислотного оксида

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

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3 ,
2NaOH + CO2 = Na 2 CO 3 + H 2 O,
NaOH + CO 2 = NaHCO 3 .

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

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 %.

Подробно про оксиды, их классификацию и способы получения можно прочитать .

1. Взаимодействие с водой. С водой способны реагировать только основные оксиды, которым соответствуют растворимые гидроксиды (щелочи). Щелочи образуют щелочные металлы (литий, натрий, калий, рубидий и цезий) и щелочно-земельные (кальций, стронций, барий). Оксиды остальных металлов с водой химически не реагируют. Оксид магния реагирует с водой при кипячении.

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

CuO + H 2 O ≠

2. Взаимодействие с кислотными оксидами и кислотами. При взаимодействии основным оксидов с кислотами образуется соль этой кислоты и вода. При взаимодействии основного оксида и кислотного образуется соль:

основный оксид + кислота = соль + вода

основный оксид + кислотный оксид = соль

При взаимодействии основных оксидов с кислотами и их оксидами работает правило:

Хотя бы одному из реагентов должен соответствовать сильный гидроксид (щелочь или сильная кислота) .

Иными словами, основные оксиды, которым соответствуют щелочи, реагируют со всеми кислотными оксидами и их кислотами. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые гидроксиды, реагируют только с сильными кислотами и их оксидами (N 2 O 5 , NO 2 , SO 3 и т.д.).

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами.

При взаимодействии основных оксидов с амфотерными образуются соли:

основный оксид + амфотерный оксид = соль

С амфотерными оксидами при сплавлении взаимодействуют только основные оксиды, которым соответствуют щелочи . При этом образуется соль. Металл в соли берется из более основного оксида, кислотный остаток — из более кислотного. В данном случае амфотерный оксид образует кислотный остаток.

K 2 O + Al 2 O 3 → 2KAlO 2

CuO + Al 2 O 3 ≠ (реакция не идет, т.к. Cu(OH) 2 — нерастворимый гидроксид)

(чтобы определить кислотный остаток, к формуле амфотерного или кислотного оксида добавляем молекулу воды: Al 2 O 3 + H 2 O = H 2 Al 2 O 4 и делим получившиеся индексы пополам, если степень окисления элемента нечетная: HAlO 2 . Получается алюминат-ион AlO 2 — . Заряд иона легко определить по числу присоединенных атомов водорода — если атом водорода 1, то заряд аниона будет -1, если 2 водорода, то -2 и т.д.).

Амфотерные гидроксиды при нагревании разлагаются, поэтому реагировать с основными оксидами фактически не могут.

4. Взаимодействие основных оксидов с восстановителями.

Таким образом, ионы некоторых металлов — окислители (чем правее в ряду напряжений, тем сильнее). При взаимодействии с восстановителями металлы переходят в степень окисления 0.

4.1. Восстановление углем или угарным газом .

Углерод (уголь) восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности после алюминия. Реакция протекает только при нагревании.

FeO + C → Fe + CO

Угарный газ также восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные после алюминия в электрохимическом ряду:

Fe 2 O 3 + CO → Al 2 O 3 + CO 2

CuO + CO → Cu + CO 2

4.2. Восстановление водородом .

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Реакция с водородом протекает только в жестких условиях – под давлением и при нагревании.

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

4.3. Восстановление более активными металлами (в расплаве или растворе, в зависимости от металла)

При этом более активные металлы вытесняют менее активные. То есть добавляемый к оксиду металл должен быть расположен левее в ряду активности, чем металл из оксида. Реакции, как правило, протекают при нагревании.

Например , оксид цинка взаимодействует с алюминием:

3ZnO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Zn

но не взаимодействует с медью:

ZnO + Cu ≠

Восстановление металлов из оксидов с помощью других металлов — это очень распространенный процесс. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний. А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.

Например , цезий взрывается на воздухе .

Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.

Например : алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:

3CuO + 2Al → Al 2 O 3 + 3Cu

Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.

CuO + H 2 → Cu + H 2 O

4.4. Восстановление аммиаком.

Аммиаком можно восстанавливать только оксиды неактивных металлов. Реакция протекает только при высокой температуре.

Например , аммиак восстанавливает оксид меди (II):

3CuO + 2NH 3 → 3Cu + 3H 2 O + N 2

5. Взаимодействие основных оксидов с окислителями .

Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы могут повышать степень окисления, например Fe 2+ , Cr 2+ , Mn 2+ и др.) могут выступать в качестве восстановителей.

Например , оксид железа (II) можно окислить кислородом до оксида железа (III):

4FeO + O 2 → 2Fe 2 O 3

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов

Последнее обновление
Сохранить как PDF

Металлические оксиды:
Полиметаллические оксиды:
Неметаллические оксиды
Ионные гидриды
Ковалентные гидриды
Участники

Слева направо на периодической таблице, кислотно-основной характер оксидов и гидроксиды переходят от основных к кислым.

Увеличение заряда аниона увеличивает производство базовых растворов.
По мере увеличения электроотрицательности производство ионных катионов увеличивается, потому что элементы лучше усваивают катион.
По мере увеличения энергии ионизации кислотная природа увеличивается.

Оксиды металлов:

— Ионная связь: нет распределения электронной волновой функции

— Ионные оксиды обычно являются основными (элемент действует как основание при взаимодействии с h3O)

Na2O (т) + h3O (ж) -> 2NaOH (водн.) -> 2Na + (водн.) + 2OH- (водн.)

Б.(3+) (водн.)

— (OH -) -> [Al (OH) 4] — (водн.)

Оксиды неметаллов

— Ковалентное связывание: почти полное распределение электронной волновой функции

— Ковалентные оксиды обычно кислые (элементы действуют как кислоты при взаимодействии с h3O)

SO3 + h3O (l) -> h3SO4 (водн.) -> H + + HSO4-

А. Оксид А Гидроксид

Ионные гидриды

Типы гидридов
— Ионная связь: нет распределения электронной волновой функции
— Bronsted Basic, потому что они будут реагировать с протоном
— Lewis Basic, потому что они могут быть лигандами
Cah3 + 2h3O -> 2h3 + Ca (OH) 2
H- H + h3
-В этом случае Cah3 является основным, потому что он реагирует с водой (в данном случае с кислотой) с образованием многих гидридов за счет восстановления протона.
Ковалентные гидриды
— Ковалентное связывание: почти полное распределение электронной волновой функции
HF + h3O -> F- + h4O + …. можно также записать как HF (aq) <--> H + (aq) + F- (aq)
H + H + H +
— HF — слабая кислота, которая является кислотой Бронстеда, потому что она теряет протон. Следовательно, HF — это слабая кислота, в которой вода действует как тихая вода, а F- — слабое сопряженное основание.
Произошла ошибка при настройке пользовательского файла cookie
Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности.Если ваш браузер не принимает файлы cookie, вы не можете просматривать этот сайт.
Настройка вашего браузера для приема файлов cookie
Существует множество причин, по которым cookie не может быть установлен правильно. Ниже приведены наиболее частые причины:
В вашем браузере отключены файлы cookie. Вам необходимо сбросить настройки своего браузера, чтобы он принимал файлы cookie, или чтобы спросить вас, хотите ли вы принимать файлы cookie.
Ваш браузер спрашивает вас, хотите ли вы принимать файлы cookie, и вы отказались.Чтобы принять файлы cookie с этого сайта, используйте кнопку «Назад» и примите файлы cookie.
Ваш браузер не поддерживает файлы cookie. Если вы подозреваете это, попробуйте другой браузер.
Дата на вашем компьютере в прошлом. Если часы вашего компьютера показывают дату до 1 января 1970 г., браузер автоматически забудет файл cookie. Чтобы исправить это, установите правильное время и дату на своем компьютере.
Вы установили приложение, которое отслеживает или блокирует установку файлов cookie.Вы должны отключить приложение при входе в систему или проконсультироваться с системным администратором.
Почему этому сайту требуются файлы cookie?
Этот сайт использует файлы cookie для повышения производительности, запоминая, что вы вошли в систему, когда переходите со страницы на страницу. Чтобы предоставить доступ без файлов cookie потребует, чтобы сайт создавал новый сеанс для каждой посещаемой страницы, что замедляет работу системы до неприемлемого уровня.
Что сохраняется в файле cookie?
Этот сайт не хранит ничего, кроме автоматически сгенерированного идентификатора сеанса в cookie; никакая другая информация не фиксируется.
Как правило, в файлах cookie может храниться только информация, которую вы предоставляете, или выбор, который вы делаете при посещении веб-сайта. Например, сайт не может определить ваше имя электронной почты, пока вы не введете его. Разрешение веб-сайту создавать файлы cookie не дает этому или любому другому сайту доступа к остальной части вашего компьютера, и только сайт, который создал файл cookie, может его прочитать.
Оксиды элементов третьего ряда и их классификация
Наука> Химия> Элементы третьего ряда> Оксиды элементов третьего ряда
Бинарное соединение элемента с кислородом, в котором атом кислорода электроотрицательный, называется оксидом.например MgO, Al ₂ O _3, и т. Д. Оксид, в котором кислород имеет нормальную степень окисления -2, называется нормальным оксидом. В этой статье мы изучим оксиды элементов третьего ряда.
Классификация оксидов:
В зависимости от химического поведения оксиды элементов третьего ряда подразделяются на три типа, а именно: i) кислотные оксиды Na ₂ O, MgO ii) основные оксиды SiO ₂, SO ₃, Cl ₂ O _7, P ₂ O ₅ и iii) амфотерные оксиды Al ₂ O ₃.
Основные оксиды:
Оксиды, которые вступают в реакцию с водой с образованием щелочи и могут нейтрализовать кислоты с образованием соли и воды, называются основными оксидами.
Na ₂ O натрия и MgO магния третьего ряда являются основными оксидами. Поскольку оба оксида образуют щелочь при обработке водой и могут нейтрализовать кислоту, выделяющую соль и воду.
Na ₂ O + H ₂ O → 2 NaOH (сильное основание)
Na ₂ O + 2 HCl → 2 NaCl + h3O
MgO + 2 H ₂ O → Mg (OH) ₂ (основание)
MgO + 2 HCl → MgCl ₂ + H ₂ O
Na и Mg имеют больший атомный размер.1 и 2 валентных электрона соответственно и очень низкое значение потенциала ионизации.
Амфотерный оксид:
Оксид, который действует как кислота, а также как основание и нейтрализует кислоту, а также основание с образованием соли и воды, называется амфотерным оксидом.
Al ₂ O ₃ алюминия представляет собой амфотерный оксид. Он нейтрализует кислоты, такие как HCl, а также основания, такие как NaOH.
Al ₂ O ₃ имеет кислую природу, поскольку реагирует с основанием с образованием соли и воды.
Al ₂ O ₃ + 2 NaOH → 2 NaAlO ₂ (алюминат натрия) + H ₂ O
Al ₂ O ₃ имеет кислую природу, поскольку реагирует с основанием с образованием соли и воды.
Al ₂ O ₃ + 6 HCl → 2 AlCl ₃ + 3 H ₂ O
Алюминий имеет более высокое I.P. чем натрий, и его электроотрицательность больше, чем у металлов Mg и Na. Таким образом, связь Al-O в Al ₂ O ₃ имеет амфотерную природу.
Кислые оксиды:
Оксиды электроотрицательных элементов, которые при обработке водой дают кислоту и могут нейтрализовать основания с образованием соли и воды, называемые кислотными оксидами.
Оксиды фосфора, серы, хлора кислые.
SiO ₂ + 2 NaOH → Na ₂ SiO ₃ + H ₂ O
P ₄ O ₁₀ + 6 H ₂ O → 4 H ₃ PO ₄
SO ₃ + H ₂ O → H ₂ SO ₄
SO ₃ + 2 Na OH → Na ₂ SO ₄ + H ₂ O
Cl ₂ O ₇ + H ₂ O → 2 HClO ₄ (хлорная кислота)
Cl ₂ O ₇ + 2 Na OH → 2 NaClO ₄ + H ₂ O
Si, P, S и Cl имеют больший потенциал ионизации, электроотрицательность, склонность к притяжению электронов.У них меньше атомный размер и больше валентных электронов.
Тенденция кислотных и основных характеристик:
Тренд:
Обычно оксиды металлов имеют основную природу, а оксиды неметаллов — кислые. По мере продвижения от Na к Cl в третьем периоде кислотный характер элементов постепенно увеличивается, в то время как основной характер продолжает уменьшаться.
Причины:
В элементах третьего ряда те элементы, которые имеют низкий потенциал ионизации, больший размер атома, меньшую электроотрицательность, меньшее количество валентных электронов, образуют основные оксиды, поскольку их оксиды при обработке водой дают щелочи.
С другой стороны, те элементы, которые имеют больший потенциал ионизации, меньший размер атома, большую электроотрицательность, больше валентных электронов, образуют кислые оксиды. Такие оксиды дают кислоты при обработке водой.
Тенденция такова, потому что от Na к Cl во время третьего периода потенциал ионизации постепенно увеличивается, размер атома уменьшается, количество валентных электронов увеличивается.
Примеры:
Na ₂ O и MgO Na и Mg, соответственно, имеют высокоосновную природу.При обработке водой они выделяют щелочи. Они нейтрализуют кислоты. Na и Mg имеют очень низкий потенциал ионизации среди элементов третьего ряда.
Na ₂ O + H ₂ O → 2 NaOH (сильное основание)
Na ₂ O + 2 HCl → 2 NaCl + h3O
MgO + 2 H ₂ O → Mg (OH) ₂ (основание)
MgO + 2 HCl → MgCl ₂ + H ₂ O
Оксиды электроотрицательных элементов, таких как Si, P, S.и Cl имеют кислую природу. Их оксиды дают кислоты, когда их обрабатывают водой, они могут нейтрализовать соль, вырабатывающую основание, и воду. Элементы Si, P, S и Cl имеют больший потенциал ионизации, больше валентных электронов, большую электроотрицательность.
SiO ₂ + 2 NaOH → Na ₂ SiO ₃ + H ₂ O
P ₄ O ₁₀ + 6 H ₂ O → 4 H ₃ PO ₄
SO ₃ + H ₂ O → H ₂ SO ₄
SO ₃ + 2 Na OH → Na ₂ SO ₄ + H ₂ O
Cl ₂ O ₇ + H ₂ O → 2 HClO ₄ (хлорная кислота)
Cl ₂ O ₇ + 2 NaOH → 2 NaClO ₄ + H ₂ O
Al ₂ O ₂ алюминия является амфотерным, потому что он нейтрализует кислоту, а также соль, образующую основание, и воды.Из-за двойственности его называют амфотерным.
Al ₂ O ₃ имеет кислую природу, поскольку реагирует с основанием с образованием соли и воды.
Al ₂ O ₃ + 2 NaOH → 2 NaAlO ₂ (алюминат натрия) + H ₂ O
Al ₂ O ₃ имеет кислую природу, поскольку реагирует с основанием с образованием соли и воды.
Al ₂ O ₃ + 6 HCl → 2 AlCl ₃ + 3 H ₂ O
Оксиды элементов третьего ряда приведены в следующей таблице.
Элемент Na Mg Al Si P S Cl
Гидрокси-соединение алюминия NaOH Si (OH) ₃ P (OH) ₃ PO (OH) ₃ SO (OH) ₂ SO2 (OH) ₂ ClO ₃ (OH ) ClO ₂ (OH)
Природа очень сильное основание сильное основание Амфотерное очень слабое кислотное слабокислое сильное кислотное
научное сильнокислотное1 научное очень сильное кислотное Причины:
Оксид натрия более щелочной, чем оксид магния.
Бинарное соединение элемента с кислородом, в котором атом кислорода является электроотрицательным, называется оксидом. Оксиды, которые реагируют с водой и образуют щелочь и могут нейтрализовать кислоты, образуя соль и воду, называются основными оксидами.
Na ₂ O, MgO — основные оксиды. Эти оксиды образуют щелочь при обработке водой и могут нейтрализовать кислотообразующие соли и воду. Натрий является более электроположительным элементом, чем магний. Натрий имеет более низкий потенциал ионизации и меньшую электроотрицательность, чем магний.
По вышеуказанным причинам натрий очень легко теряет свои электроны по отношению к кислороду, чем магний, и действует как более основной, чем магний.
Наука> Химия> Элементы третьего ряда> Оксиды элементов третьего ряда
Как определить, является ли оксид кислотным или основным? — MVOrganizing
Как узнать, является ли оксид кислотным или основным?
Общие правила. В общем, электроположительный характер центрального атома оксида будет определять, будет ли оксид кислотным или основным.Чем более электроположен центральный атом, тем щелочнее оксид. Чем электроотрицательнее центральный атом, тем кислотнее оксид.
Какой оксид самый основной?
Следовательно, он образует основной оксид. Итак, мы видели, что из данных оксидов Bi2O3 является самым основным оксидом.
ZnO является кислотным или основным?
Оксиды металлов являются ОСНОВНЫМИ, которые реагируют с кислотами с образованием солей, но в случае ZnO это «амфотерный оксид», и они реагируют как с кислотами, так и со щелочами с образованием соли.ZnO реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида цинка и воды.
Какие бывают оксиды?
Оксиды
Кислые оксиды.
Основные оксиды.
Амфотерные оксиды.
Нейтральные оксиды.
Пероксиды и диоксиды.
Сложные оксиды.
Получение оксидов.
Тенденции кислотно-щелочного поведения.
Углерод — это металл или неметалл?
Карбон — твердый неметаллический элемент.Чистый углерод может существовать в самых разных формах. Наиболее распространены два из них — алмаз и графит. В таблице показаны некоторые различия между ними.
Может ли углерод быть металлом?
Углерод — неметаллический элемент. При комнатной температуре находится в твердом состоянии. Углерод существует в разных формах, включая графит, алмаз и графен. В зависимости от формы углерод имеет разные свойства.
Может ли водород вести себя как металл?
Водород чаще всего классифицируется как неметалл, поскольку он обладает многими свойствами неметаллов.В жидкой форме водород проводит электричество так же, как металл. В некоторых химических реакциях водород реагирует как щелочной металл. Однако в условиях Земли водород обычно ведет себя как неметалл.
Почему водород не является щелочным металлом?
Водород сам по себе не является щелочным металлом, но имеет некоторые сходные свойства из-за его простого протона (расположенного в ядре) и одного электронного расположения. Одинокий электрон существует на s-орбитали вокруг ядра.
Серебро — металл или неметалл?
Металлоиды
Металлы Неметаллы Металлоиды
Серебро Углерод Бор
Медь Водород Мышьяк
Утюг Азот Сурьма
Меркурий сера Германий
Атом фтора — это металл или неметалл?
Фтор — неметалл, потому что он получает электроны и образует ковалентные связи.Количество валентных электронов равно -1, что означает, что ему нужен еще один электрон. Он также имеет наибольшую электроотрицательность, и электроны очень плотно прилегают к ядру.
Какой металл — фтор?
Фтор (F), наиболее реактивный химический элемент и самый легкий член галогеновых элементов или Группа 17 (Группа VIIa) периодической таблицы. Его химическая активность может быть объяснена его исключительной способностью притягивать электроны (это наиболее электроотрицательный элемент) и небольшим размером его атомов.
Почему фтор неметаллический?
У него самые внешние электроны равны 7, поэтому он предпочитает получить еще один электрон для достижения октета. С другой стороны, металлы пластичны, пластичны, проводят тепло и электричество и т. Д. Фтор не подчиняется таким свойствам. Следовательно, фтор — неметалл.
Натриум — это металл?
Натрий — химический элемент с символом Na (от латинского «натрий») и атомным номером 11. Это мягкий серебристо-белый металл с высокой реакционной способностью.Натрий — щелочной металл, входящий в группу 1 периодической таблицы….
Натрий
Атомный номер (Z) 11
Группа группа 1: H и щелочные металлы
Период период 3
Блок s-блок
Углекислый газ может сделать раствор кислым | Глава 6: Химические изменения
Проведите демонстрацию, чтобы показать, что добавление газа CO
₂ к воде может сделать воду кислой.
Материалы для демонстрации
Универсальное индикаторное решение
Вода
2 прозрачных пластиковых стакана
Солома
Подготовка учителя
Сделать индикаторное решение для студенческих групп
Приготовьте разбавленный универсальный индикаторный раствор для этой демонстрации и для каждой студенческой группы, смешав 625 мл воды с 25 мл универсального индикаторного раствора.
Налейте не менее 80 мл этого разбавленного раствора универсального индикатора в чистую пластиковую чашку для каждой группы учащихся.
Примечание. Вода из-под крана, вероятно, подойдет для демонстрации и занятий в этом уроке. Если приготовленный вами индикаторный раствор не зеленого цвета, это означает, что ваша вода кислая или щелочная. В этом случае используйте дистиллированную воду, которая продается в супермаркетах и аптеках.
Примечание. В упражнениях каждой группе потребуется 80 мл индикаторного раствора.Убедитесь, что вы приготовили достаточно раствора. Для демонстрации вам потребуется около 50–60 мл индикаторного раствора. Если 650 мл раствора недостаточно, приготовьте еще в тех же пропорциях.
Подготовка к демонстрации
Налейте примерно 25–30 мл индикаторного раствора в каждую из двух прозрачных пластиковых чашек для использования в демонстрации.
Процедура
Покажите учащимся оба образца универсального индикаторного решения.Поместите соломинку в один из образцов так, чтобы соломинка доходила до дна чашки.
Держите чашку так, чтобы учащиеся могли ясно видеть жидкость. Подуйте на соломинку до тех пор, пока цвет индикатора не изменится с зеленого на желтый.
Спросите студентов:
Изменяет ли продувка индикаторного раствора его pH?
Да, цвет меняется, значит, должно быть изменение и pH.
Становится ли раствор чуть более кислым или чуть более щелочным?
Изменение цвета показывает, что раствор немного более кислый.
Сообщите студентам, что между молекулами CO ₂ и молекулами H ₂ O происходит химическая реакция с образованием очень небольшого количества кислоты, называемой угольной кислотой (H ₂ CO ₃).
Раздайте каждому ученику рабочий лист.
Учащиеся записывают свои наблюдения и отвечают на вопросы о занятиях в листе действий. «Объясни это с помощью атомов и молекул» и «Возьми это». Дальнейшие разделы рабочего листа будут заполнены либо в классе, либо в группах, либо индивидуально, в зависимости от ваших инструкций. Чтобы найти ответы на листе занятий, перейдите в область загрузок в онлайн-версии этого урока.
Попросите учащихся использовать газированную воду в качестве источника CO
₂, чтобы посмотреть, изменит ли газ pH индикаторного раствора.
Вопрос для расследования
Изменит ли углекислый газ из газированной воды pH индикаторного раствора?
Материалы для каждой группы
Универсальный индикаторный раствор в пластиковом стаканчике
Вода
Газированная вода (газированная вода или сельтерская вода) в широкой прозрачной пластиковой чашке
1 широкий, прозрачный пластиковый стакан
2 прозрачных пластиковых стаканчика повыше
Цилиндр градуированный
Универсальный индикатор pH Цветовая диаграмма
Подготовка учителя
Налейте 25 мл газированной воды в широкую прозрачную пластиковую чашку для каждой группы.
Процедура
Отмерьте 30 мл универсального индикаторного раствора и равномерно разделите его на две маленькие прозрачные пластиковые стаканчики.
Добавьте 25 мл воды в широкую пластиковую чашку и 25 мл газированной воды в другую широкую чашку.
Поставьте маленькие чашки с индикаторным раствором в жидкость в более широкие чашки, как показано.
Переверните две высокие чашки вверх дном и поместите их над двумя более широкими чашками.
Удерживая верхнюю и нижнюю чашки вместе, аккуратно перемешайте оба набора чашек. Следите за цветом индикатора в обеих чашках, чтобы увидеть, есть ли какие-либо изменения.
Сравните цвет индикатора с цветовой диаграммой pH, чтобы определить, является ли раствор кислотным, нейтральным или основным.
Ожидаемые результаты
Индикатор внутри стаканов с водой остался зеленым, а индикатор с газированной водой стал желтым.
Обсудите наблюдения студентов и то, что произойдет в следующем задании.
Спросите студентов:
Изменил ли цвет какой-либо индикатор?
Изменил цвет только индикатор с газированной водой.
Что изменение цвета говорит вам о pH индикаторного раствора? Он кислый или щелочной?
Теперь индикаторный раствор кислый.
Газированная вода не должна попадать на индикатор. Почему индикаторный раствор изменил цвет в одном наборе стаканчиков?
Углекислый газ из газированной воды, растворенный в индикаторном растворе. Молекулы углекислого газа вступили в реакцию с водой, образуя угольную кислоту, и изменили цвет индикатора.
Сообщите учащимся, что они видели, как углекислый газ из вашего дыхания и углекислый газ из газированной воды превращают индикаторный раствор в кислый.
Спросите студентов:
Считаете ли вы, что углекислый газ, образующийся в ходе химической реакции, также сделает индикаторный раствор кислым?
Двуокись углерода из любого источника должна вызывать подкисление индикаторного раствора. Количество образующегося и растворенного в индикаторном растворе углекислого газа может привести к изменению цвета индикатора, но с кислой стороны.
Какая из известных вам химических реакций может образовывать углекислый газ?
Студенты должны помнить, что уксус и пищевая сода вступают в реакцию с образованием углекислого газа.Скажите студентам, что в следующем упражнении они объединят пищевую соду и уксус.
Используйте химическую реакцию для получения CO
₂, чтобы увидеть, изменяет ли он pH индикаторного раствора.
Вопрос для расследования
Изменит ли углекислый газ, образующийся при реакции пищевой соды и уксуса, pH индикаторного раствора?
Материалы для каждой группы
Универсальный индикаторный раствор в стакане
Универсальный индикатор pH цветовая диаграмма
Вода
Пищевая сода в широком прозрачном пластиковом стаканчике
Уксус в стакане
2 маленьких прозрачных пластиковых стакана
1 широкая прозрачная пластиковая чашка
2 более высоких прозрачных пластиковых стакана
Цилиндр градуированный
Подготовка учителя
Налейте около 50 мл уксуса в широкий пластиковый стаканчик для каждой группы.
Положите около ½ чайной ложки пищевой соды в небольшой прозрачный пластиковый стаканчик для каждой группы.
Процедура
Отмерьте и налейте 25 мл уксуса в две широкие пластиковые чашки.
Налейте 15 мл универсального индикатора в две чистые маленькие пластиковые стаканчики.
Вылейте всю пищевую соду в одну из чашек с уксусом. В другой ничего не переливать.
Поместите маленькие чашки с индикаторным раствором в обе более широкие чашки, как показано.
Переверните две высокие чашки вверх дном и поместите их над двумя более широкими чашками.
Удерживая верхнюю и нижнюю чашки вместе, аккуратно перемешайте оба набора чашек. Следите за цветом индикатора в обеих чашках, чтобы увидеть, есть ли какие-либо изменения.
Сравните цвет индикатора с цветовой диаграммой pH, чтобы определить, является ли раствор кислотным, нейтральным или основным.
Ожидаемые результаты
Индикатор внутри чашки с уксусом остался зеленым, а индикатор внутри чашки с уксусом и пищевой содой стал желтым.
Обсудите наблюдения студентов.
Спросите студентов:
Изменил ли цвет какой-либо индикатор?
Изменил цвет только индикатор с химической реакцией.
Почему у одного набора чашек на дне только уксус?
Возможно, уксус сам по себе вызывает изменение цвета индикатора. Поскольку этот индикатор не изменил цвет, это должен быть углекислый газ, образовавшийся в результате химической реакции, а не только уксус, вызвавший изменение цвета.Контрольный раствор из набора чашек с уксусом на дне.
Как цвет индикаторного раствора говорит вам о pH каждого раствора? Кислый, нейтральный или щелочной?
Изменение цвета показывает, что индикаторный раствор имеет слабую кислотность.
Что можно добавить в кислотный индикаторный раствор для его нейтрализации?
Поскольку индикаторный раствор является кислым, учащиеся должны предложить добавить основу.Скажите студентам, что пищевая сода является основой.
Объясните: углекислый газ из любого источника может сделать воду кислой.
Спросите студентов:
Как углекислый газ из дыхания, газированная вода, а также пищевая сода и уксус влияют на воду?
CO ₂ из каждого источника вступил в реакцию с водой и сделал ее кислой.
Спроецируйте иллюстрацию CO
₂ Reacting with Water.
Сообщите студентам, что углекислый газ реагирует с водой с образованием угольной кислоты. Учащиеся могут подсчитать количество атомов на каждой стороне уравнения, чтобы показать, что оно уравновешено. Обратите внимание на то, что двойная стрелка в этом уравнении означает, что угольная кислота легко распадается с образованием диоксида углерода и воды.
Объясните ученикам, что слишком много CO ₂ в атмосфере приводит к нагреванию Земли и ее атмосферы. Но избыток CO ₂ может делать кое-что еще, что они видели в химическом уравнении и в своих экспериментах.Углекислый газ может сделать воду более кислой, что создает большую проблему для океанов. Избыток кислоты в океанской воде, называемый закислением океана, мешает некоторым организмам формировать раковины и особенно вреден для кораллов.
Объясните, как закисление океана вредно для организмов, производящих раковины, и покажите видеоролик о закислении океана.
Объясните, что океан на самом деле прост. PH океана около 8.2. Термин «закисление океана» означает, что океан имеет тенденцию становиться более кислым или менее щелочным. Он переместился с 8,2 на 8,1. Это может показаться незначительным изменением, но это очень большое изменение для организмов в океане, которые очень чувствительны к изменениям pH. Когда вода в океане становится более кислой, это вызывает две основные проблемы для организмов, производящих раковины, таких как моллюски, устрицы и кораллы:
Этим организмам становится труднее создавать свои раковины
Если вода становится слишком кислой, нормальные раковины могут вступить в реакцию с более кислой водой, что приведет к разрушению скорлупы
Моллюски, устрицы, кораллы и другие ракушечные организмы делают свои раковины из двух ионов: иона кальция (Ca ⁺²) и иона карбоната (CO ₃ ^-2).Когда эти два иона соединяются вместе, они образуют карбонат кальция (CaCO ₃), который является основным веществом для структуры оболочки. Подкисление океана влияет на карбонат-ион. Вот как:
Проецировать иллюстрацию Угольная кислота и карбонат-ион.
Напомните студентам, что вода и углекислый газ реагируют с образованием угольной кислоты.
Атом водорода из угольной кислоты попадает в воду в виде иона водорода (H ⁺).Этот ион водорода связывается с ионом карбоната в океанской воде и создает ион бикарбоната (HCO ^— ₃), который организмы, производящие раковины, не могут использовать. Это означает, что у существ меньше карбонатных ионов, к которым они могут присоединить ион кальция, что затрудняет им производство карбоната кальция, необходимого для создания своих панцирей.
Дополнительные ионы водорода в воде также делают воду более кислой. Если вода в конечном итоге станет слишком кислой, она может вступить в реакцию с карбонатом кальция в ракушках, что приведет к их разрушению.
Покажите видео Подкисление океана.
Примечание: Повествование и действие видео проходят довольно быстро, поэтому вы можете остановить видео в нескольких местах, чтобы помочь учащимся понять, о чем идет речь.
Зеленые точки обозначают избыток углекислого газа в атмосфере из-за сжигания ископаемого топлива. Океан поглощает большое количество этого углекислого газа.
Маленькие оранжевые символы обозначают ионы карбоната, в которых нуждаются организмы, производящие раковины.Они используют ионы карбоната и ионы кальция, чтобы сделать карбонат кальция для построения своих раковин.
Углекислый газ реагирует с водой с образованием угольной кислоты (зеленое пятно неправильной формы), которое выделяет ионы водорода. Эти ионы связываются с ионами карбоната и создают вещество (ион бикарбоната не показан), который организмы не могут использовать.
Из-за того, что ракушки трудно изготовить, моллюски и другие организмы, производящие раковины, будут меньше и не будут воспроизводить так много, поэтому существа, которые их едят, могут не получать достаточно еды.Это может повлиять на всю пищевую цепочку.
Дополнительные ионы водорода не только связываются с карбонатным ионом, но и делают воду более кислой.
Океаны могут стать настолько кислыми в будущем, что оболочки карбоната кальция могут вступить в реакцию с водой и разрушиться.
Предложите учащимся изучить способы уменьшения количества углекислого газа, выбрасываемого в атмосферу.
Подавляющее большинство избыточного углекислого газа в атмосфере Земли происходит от сжигания ископаемых видов топлива, таких как нефть, природный газ и уголь.Большая часть этого топлива используется для автомобилей, грузовиков и других видов транспорта, для работы электростанций, вырабатывающих электроэнергию, а также для отопления домов и предприятий.
Предложите студентам исследовать альтернативные источники энергии, которые могут помочь в сжигании меньшего количества ископаемого топлива. Студенты могут представить свои исследования в короткой статье с иллюстрациями, Power Point, тройной доской или любым другим способом, который, по вашему мнению, будет работать. Студенты должны описать, как работает возобновляемый источник энергии, а также преимущества и проблемы этой технологии.
Возможные темы:
Возобновляемые источники энергии
Ветер
Солнечная
Геотермальная энергия
Биотопливо
Гидроэлектростанция
Новая транспортная техника
Электромобили
Водородные топливные элементы
Металлические и неметаллические свойства, Кислотные и основные свойства в периодической таблице
В начале девятнадцатого века Берцелиус был первым ученым, который классифицировал элементы на две основные группы (металлы и неметаллы) в соответствии с их физическими свойствами. Действительно, это было еще до того, как было что-либо знать об атомной структуре. Это старая классификация, которая является все еще используются в настоящее время, хотя в периодической таблице между ними и их свойствами нет границ.

С развитием нашей концепции об электронной структуре атомов мы можем различать металлы и неметаллы. Кроме того, существует третья группа элементов, известных как металлоиды.
Металлы
Их валентная оболочка — как правило — имеет менее половины своей емкости электронов. Они имеют большой атомный радиус, что приводит к малым значениям энергии ионизации и сродства к электрону.
Это электроположительные элементы из-за их тенденции терять электроны валентной оболочки и превращаться в положительные ионы, чтобы достичь структуры ближайшего благородного газа.
Они являются хорошими электрическими проводниками из-за подвижности их небольшого количества валентных электронов, которые могут переходить из одного положения в другое в структуре металла.
Металлические и неметаллические свойства
Неметаллы
Их валентная оболочка — как правило — имеет более половины емкости электронов. Они имеют малый атомный радиус, что приводит к высоким значениям энергии ионизации и сродства к электрону.
Они имеют малый атомный радиус, что приводит к высоким значениям энергии ионизации и сродства к электрону. Они являются электроотрицательными элементами из-за их тенденции приобретать электроны с образованием отрицательных ионов, которые имеют такую же электронную структуру, как ближайший благородный газ.
Они не проводят электричество (электрические изоляторы), потому что их валентные электроны прочно связаны с ядром. Таким образом, этим валентным электронам трудно переноситься.
Металлоиды
Металлоиды характеризуются следующими свойствами:
Они имеют металлический вид и большинство свойств неметаллов. Их электроотрицательность занимает промежуточное положение между металлами и неметаллами. Их электрическая проводимость меньше, чем у металлов, но больше, чем у неметаллов. Они используются в производстве деталей электронных инструментов, таких как как транзисторы — как полупроводники.
Металлоиды — это группа элементов, которые имеют металлический вид, и большинство свойств неметаллов, характеризующихся их электроотрицательностью, являются промежуточными между металлами и неметаллами, а их электропроводность меньше, чем у металлов, но больше, чем у неметаллов.
Градация металлических и неметаллических свойств в периодической таблице Менделеева:
В той же группе: металлический характер увеличивается (неметаллический характер уменьшается) с увеличением атомного номера по мере того, как мы спускаемся по группе, из-за их большого атомного радиуса и низкого потенциала ионизации и сродства к электрону.

В тот же период: период начинается с самых прочных металлов в группе 1А, затем металлическое свойство постепенно уменьшается за счет увеличения атомного номера в течение периода, пока мы не достигнем металлоидов. Справа от металлоидов начинается неметаллическое свойство. Период заканчивается элементами высшего неметаллического свойства в группе 7А.
Следовательно: цезий считается наиболее активным металлом, потому что металлические свойства увеличиваются в той же группе за счет увеличения атомного номера, и он помещен в нижнюю часть левой части таблицы (металл с самым низким потенциалом ионизации).
Фтор считается наиболее активным неметаллом, потому что неметаллические свойства уменьшаются в той же группе за счет увеличения атомного номера, и он помещен в верхнюю часть правой части таблицы (наиболее электроотрицательный неметалл).
Градация металлических и неметаллических свойств в третьем периоде, Ясно, что при увеличении атомного номера металлический характер уменьшается, а неметаллический характер увеличивается.
Кислотные и основные свойства
Когда элемент соединяется с кислородом, образуя соединение, известное как оксид, существуют типы оксидов элементов: кислотные оксиды, основные оксиды и амфотерные оксиды.
Кислые оксиды
Неметаллические оксиды называют кислотными оксидами, потому что:
Растворяются в воде с образованием кислородсодержащих кислот.
CO _{2 (г)} + H ₂ O (л) → H ₂ CO ₃ (водн.)
SO _{3 (г)} + H ₂ O (л) → H ₂ SO ₄ (водн.)
Они реагируют со щелочами, образуя соль и воду.
CO _{2 (г)} + 2NaOH (водн.) → Na ₂ CO ₃ (водн.) + H ₂ O (л)

Из кислых оксидов, диоксид углерода CO ₂, триоксид серы SO ₃, диоксид азота NO ₂.
Основные оксиды
Оксиды металлов обычно известны как основные оксиды. Некоторые основные оксиды не растворимы в воде, а другие растворимы в воде, образующей щелочи. Водорастворимые основные оксиды также известны как оксиды щелочных металлов.
K ₂ O _(с) + H ₂ O (л) → 2KOH (водн.)
H ₂ O (л) + Na ₂ O _(т) → 2NaOH (водн.)
Из основных оксидов, оксид калия K ₂ O, оксид натрия Na ₂ O, оксид магния MgO.
Они реагируют с кислотами, образуя соль и воду:
2HCl (водн.) + Na ₂ O _(с) → 2NaCl (водн.) + H ₂ O (л)

MgO _(т) + H ₂ SO ₄ (водн.) → MgSO ₄ (водн.) + H ₂ O (л)

Амфотерные оксиды
Амфотерные оксиды — это оксиды элементов, которые реагируют с кислотами как основные оксиды и реагируют с основаниями как кислотные оксиды, образуя в обоих случаях соль и воду.
ZnO _(т.) + H ₂ SO ₄ (водн.) → ZnSO ₄ (водн.) + H ₂ O (л)
ZnO _(т.) + 2NaOH (водн.) → Na ₂ ZnO ₂ (водн.) + H ₂ O (л)
Амфотерные оксиды, такие как оксид алюминия Al ₂ O ₃, оксид цинка ZnO, оксид сурьмы Sb ₂ O ₃, оксид олова SnO.
Градация кислотных и основных свойств в периодической таблице:
В период: Основное свойство оксида уменьшается с увеличением атомного номера элемента, в то время как кислотное свойство увеличивается.
В группе: где в группе, которая начинается с металла, основное свойство оксида увеличивается с увеличением атомного номера, как в группе 1A.
В группе, которая начинается с неметалла, кислотные свойства оксида возрастают с увеличением атомного номера, как в группе 7A.
Градация кислотных и основных свойств в третьем периоде, По мере увеличения атомного номера основное свойство уменьшается, а кислотное свойство увеличивается.
Кислотное свойство соединений водорода группы 17 (галогены) увеличивается с увеличением атомного номера, потому что увеличение атомного номера в группе приводит к увеличению атомного размера галогена, а затем его сила притяжения для атома водорода уменьшается. , облегчая ионизацию.
Радиус, потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность
Современная таблица Менделеева и классификация элементов
Гидроксисоединения, Правила расчета степеней окисления
Группа 1, 2 и 13 оксиды и гидроксиды Виды в водном растворе
Группа 13
5 905 при всех pH
основной оксид (Li ₂ O)
Группа 1 Группа 2 Группа 13 низкий pH высокий pH
Be ²⁺, Be (OH) ₄ ^2–
амфотерный оксид (BeO) низкий pH высокий pH
B (OH) ₃, B (OH) ₄ ^—
кислый оксид (B ₂ O ₃)
Na ⁺ совсем pH
основной оксид (Na ₂ O) низкий pH высокий pH
Mg ²⁺ Mg (OH) ₂
основной оксид (MgO) низкий pH высокий pH
Al ^{3 +}, Al (OH) ₄ ^— 9 0132
амфотерный оксид (Al ₂ O ₃)
K ⁺ при всех pH
основной оксид (K ₂ O) низкий pH, высокий pH
Ca ²⁺ ^{Ca (OH) ₂}
основной оксид (CaO) низкий pH высокий pH
Ga ³⁺, Ga (OH) ₄ ^—
амфотерный оксид (Ga ₂ O ₃)
Rb ⁺ при всех pH
основной оксид (Rb ₂ O) Sr ²⁺ при всех pH
основной оксид (SrO) низкий pH
In ³⁺ In (OH) ₄ ^—
амфотерный оксид (In ₂ O ₃)
(более щелочной, чем кислотный)
912 Cs при всех pH
основной оксид (Cs ₂ O) Ba ^{2+ 9 1013 при всех pH}
основной оксид (BaO) Tl ⁺ при всех pH
основных оксидов (Tl ₂ O и Tl ₂ O ₃)
Группы 1, 2 и 13 элементов существуют в своих соединениях в их максимальной степени окисления, которая является последней цифрой номера группы.Как показано в таблице справа, нижние элементы в группе 13 также имеют степень окисления +1.
В таблице показан диагональный тренд кислотно-основных свойств оксида / гидроксида и природа частиц в водном растворе.
Электроположительные металлы (белые)
содержат ионы, которые существуют в виде гидратов катионов при всех pH (желтый)
существуют в виде нерастворимых оксидов / гидроксидов около pH 7
существуют в своих положительных степенях окисления в виде гидратов катионов в водных растворах с низким pH и в виде гидроксоанионов при высоком pH.Гидратированные катионы представляют собой слабые кислоты.
содержат амфотерные оксиды, растворяющиеся как в водной кислоте, так и в основании.
Бор — неметаллический элемент (зеленый)
, который не образует дискретный катион, но существует в виде гидроксида при низком pH и гидроксоаниона при высоком pH.
содержит кислый оксид, который реагирует с гидроксид-ионом
.