Оксид плюс основание: 10. Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.

Химические свойства оксидов для ЕГЭ 2022 / Блог / Справочник :: Бингоскул

Классификация оксидов:

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

2 группа — солеобразующие:

  1. Основные — это такие оксиды, которым соответствуют основания. Оксиды металлов, степень окисления которых +1, +2 : Na2O, CaO, CuO, FeO, CrO. Реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания: 1) щелочные металлы; 2) щелочноземельные металлы; 3) некоторые — CrO, MnO, FeO. Типичные реакции основных оксидов:
    • Основный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
    • Основный оксид + кислотный оксид → соль (реакция соединения)
    • Основный оксид + вода → щелочь (реакция соединения).

  2. Кислотные— это такие оксиды, которым соответствуют кислоты. Оксиды неметаллов. Оксиды металлов, степень окисления которых > +5: SO2, SO3, P2O5, CrO3, Mn2O7. Реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Типичные реакции кислотных оксидов:
    • Кислотный оксид + основание → соль + вода (реакция обмена).
    • Кислотный оксид + основный оксид → соль (реакция соединения).
    • Кислотный оксид + вода → кислота (реакция соединения)

  3. Амфотерные — это оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные или кислотные свойства. Оксиды металлов, степень окисления которых +2, +3, +4: BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3, MnO2. Взаимодействуют как с кислотами так и с основаниями. Реагируют с основными и кислотными оксидами. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не соединяются. Типичные реакции амфотерных оксидов:
    • Амфотерный оксид + кислота → соль + вода (реакция обмена).
    • Амфотерный оксид + основание → соль + вода или комплексное соединение.

Оксид углерода 2 и 4

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

 

Взаимодействие с кислородом

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

 

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

 

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

 

Восстановительные свойства

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

C+2O + CuO = Сu + C+4O2.

 

Взаимодействие с переходными металлами

С переходными металлами образует карбонилы:

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

 

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

 

Окислительные свойства

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

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

 

Свойства кислотного оксида

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

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

 

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

Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O.

 

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


Изучай химические свойства

Решай с ответами:

Урок «Кислоты как электролиты»


8 класс. Химия. Учебная неделя 20-25 апреля.

  • Урок «Кислоты как электролиты»

Какие вещества называются кислотами и какова классификация кислот, мы учили.

Более полная классификация кислот приведена в учебнике в п. 39.

Вам на данный момент нужно знать в бОльшей степени классификацию по наличию кислорода и по основности.

В данном разделе будем учить химические свойства веществ. Все уравнения реакций нужно уметь записывать в молекулярном, ионном, кратком ионном виде.


Химические свойства вещества – это способность превращаться в другие вещества.

Для этих превращений вещества вступают во взаимодействие с другими веществами или разлагаются.

Химические свойства кислот
1) Кислота + металл — > соль + газообразный водород (реакция замещения)


В данном случае больше исключений, чем возможностей!

а) Если металл пассивный, реакция невозможна. В самом конце учебника приведён ряд металлов. Упрощённо – ряд активности металлов.

Водород делит данный ряд на две неравные части. Металлы, стоящие после водорода – пассивные.

Более полный, чем в учебнике, ряд металлов:

б) Если образуется нерастворимая соль, реакция практически сразу прекращается.

в) Если кислота нерастворима, реакция невозможна.

г) Концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации вступают в реакции с металлами совершенно иначе. Такие примеры самостоятельно не приводить (материал 9 класса).

д) Очень слабая угольная кислота в такие реакции вступает, но очень медленно.

е) Очень активные металлы (в ряду активности до натрия включительно) вступают в реакцию и с кислотой, и с водой, в которой растворена кислота! То есть протекает две хим.реакции одновременно! Такие примеры лучше не приводить!


Примеры
1. H2SO4 (раствор) + Mg — > MgSO4 + H2

2. 2НBr + Zn — > ZnBr2 + H2


Достарыңызбен бөлісу:

Повторение 9 классу.Типичные свойства растворов кислот и оснований.




Гостевая
Пожалуйста, оставьте свои комментарии.

Ученикам 9 класса

К § 1 Упр. 2. (б)
Для выполнения упражнения необходимо вспомнить типичные свойства растворов кислот и оснований.

Свойства кислот:

1. Кислота + основание = соль + вода
Пример: HCl + NaOH = NaCl + H2O
2. Кислота + основный оксид = соль + вода
Пример: 2HCl + CaO = CaCl2 + H2O
3. Кислота + металл = соль + водород
Пример: 2HCl + Zn = ZnCl2 + H2
4. Кислота + соль = новая соль + новая кислота
Пример: 2HCl + CaCO3 = CaCl2 + CO2 + H2O

Свойства оснований:

1. Основание + Кислота = соль + вода
Пример: NaOH + HCl = NaCl + H2O
2. Основание + Кислотный оксид = соль + вода
Пример: 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O
3. Щелочь + соль = новое основание + новая соль
Пример: 2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + Cu(OH)2
При составлении уравнений реакций, необходимо вспомнить и условия протекания реакций обмена до конца:
1. образование воды
2. выпадение осадка
3. выделение газа


Сайт оош 20 г.Новотроицка
guberlya20.ucoz.ru

Химоза. Методическое объединение учителей.

Оксид хрома(VI), химические свойства, получение

1

H

1,008

1s1

2,2

Бесцветный газ

пл=-259°C

кип=-253°C

2

He

4,0026

1s2

Бесцветный газ

кип=-269°C

3

Li

6,941

2s1

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

пл=180°C

кип=1317°C

4

Be

9,0122

2s2

1,57

Светло-серый металл

пл=1278°C

кип=2970°C

5

B

10,811

2s2 2p1

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

пл=2300°C

кип=2550°C

6

C

12,011

2s2 2p2

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

пл=3550°C

кип=4830°C

7

N

14,007

2s2 2p3

3,04

Бесцветный газ

пл=-210°C

кип=-196°C

8

O

15,999

2s2 2p4

3,44

Бесцветный газ

пл=-218°C

кип=-183°C

9

F

18,998

2s2 2p5

4,0

Бледно-желтый газ

пл=-220°C

кип=-188°C

10

Ne

20,180

2s2 2p6

Бесцветный газ

пл=-249°C

кип=-246°C

11

Na

22,990

3s1

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

пл=98°C

кип=892°C

12

Mg

24,305

3s2

1,31

Серебристо-белый металл

пл=649°C

кип=1107°C

13

Al

26,982

3s2 3p1

1,61

Серебристо-белый металл

пл=660°C

кип=2467°C

14

Si

28,086

3s2 3p2

1,9

Коричневый порошок / минерал

пл=1410°C

кип=2355°C

15

P

30,974

3s2 3p3

2,2

Белый минерал / красный порошок

пл=44°C

кип=280°C

16

S

32,065

3s2 3p4

2,58

Светло-желтый порошок

пл=113°C

кип=445°C

17

Cl

35,453

3s2 3p5

3,16

Желтовато-зеленый газ

пл=-101°C

кип=-35°C

18

Ar

39,948

3s2 3p6

Бесцветный газ

пл=-189°C

кип=-186°C

19

K

39,098

4s1

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

пл=64°C

кип=774°C

20

Ca

40,078

4s2

1,0

Серебристо-белый металл

пл=839°C

кип=1487°C

21

Sc

44,956

3d1 4s2

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

пл=1539°C

кип=2832°C

22

Ti

47,867

3d2 4s2

1,54

Серебристо-белый металл

пл=1660°C

кип=3260°C

23

V

50,942

3d3 4s2

1,63

Серебристо-белый металл

пл=1890°C

кип=3380°C

24

Cr

51,996

3d5 4s1

1,66

Голубовато-белый металл

пл=1857°C

кип=2482°C

25

Mn

54,938

3d5 4s2

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

пл=1244°C

кип=2097°C

26

Fe

55,845

3d6 4s2

1,83

Серебристо-белый металл

пл=1535°C

кип=2750°C

27

Co

58,933

3d7 4s2

1,88

Серебристо-белый металл

пл=1495°C

кип=2870°C

28

Ni

58,693

3d8 4s2

1,91

Серебристо-белый металл

пл=1453°C

кип=2732°C

29

Cu

63,546

3d10 4s1

1,9

Золотисто-розовый металл

пл=1084°C

кип=2595°C

30

Zn

65,409

3d10 4s2

1,65

Голубовато-белый металл

пл=420°C

кип=907°C

31

Ga

69,723

4s2 4p1

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

пл=30°C

кип=2403°C

32

Ge

72,64

4s2 4p2

2,0

Светло-серый полуметалл

пл=937°C

кип=2830°C

33

As

74,922

4s2 4p3

2,18

Зеленоватый полуметалл

субл=613°C

(сублимация)

34

Se

78,96

4s2 4p4

2,55

Хрупкий черный минерал

пл=217°C

кип=685°C

35

Br

79,904

4s2 4p5

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

пл=-7°C

кип=59°C

36

Kr

83,798

4s2

4p6

3,0

Бесцветный газ

пл=-157°C

кип=-152°C

37

Rb

85,468

5s1

0,82

Серебристо-белый металл

пл=39°C

кип=688°C

38

Sr

87,62

5s2

0,95

Серебристо-белый металл

пл=769°C

кип=1384°C

39

Y

88,906

4d1 5s2

1,22

Серебристо-белый металл

пл=1523°C

кип=3337°C

40

Zr

91,224

4d2 5s2

1,33

Серебристо-белый металл

пл=1852°C

кип=4377°C

41

Nb

92,906

4d4 5s1

1,6

Блестящий серебристый металл

пл=2468°C

кип=4927°C

42

Mo

95,94

4d5 5s1

2,16

Блестящий серебристый металл

пл=2617°C

кип=5560°C

43

Tc

98,906

4d6 5s1

1,9

Синтетический радиоактивный металл

пл=2172°C

кип=5030°C

44

Ru

101,07

4d7 5s1

2,2

Серебристо-белый металл

пл=2310°C

кип=3900°C

45

Rh

102,91

4d8 5s1

2,28

Серебристо-белый металл

пл=1966°C

кип=3727°C

46

Pd

106,42

4d10

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1552°C

кип=3140°C

47

Ag

107,87

4d10 5s1

1,93

Серебристо-белый металл

пл=962°C

кип=2212°C

48

Cd

112,41

4d10 5s2

1,69

Серебристо-серый металл

пл=321°C

кип=765°C

49

In

114,82

5s2 5p1

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

пл=156°C

кип=2080°C

50

Sn

118,71

5s2 5p2

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

пл=232°C

кип=2270°C

51

Sb

121,76

5s2 5p3

2,05

Серебристо-белый полуметалл

пл=631°C

кип=1750°C

52

Te

127,60

5s2 5p4

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

пл=450°C

кип=990°C

53

I

126,90

5s2 5p5

2,66

Черно-серые кристаллы

пл=114°C

кип=184°C

54

Xe

131,29

5s2 5p6

2,6

Бесцветный газ

пл=-112°C

кип=-107°C

55

Cs

132,91

6s1

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

пл=28°C

кип=690°C

56

Ba

137,33

6s2

0,89

Серебристо-белый металл

пл=725°C

кип=1640°C

57

La

138,91

5d1 6s2

1,1

Серебристый металл

пл=920°C

кип=3454°C

58

Ce

140,12

f-элемент

Серебристый металл

пл=798°C

кип=3257°C

59

Pr

140,91

f-элемент

Серебристый металл

пл=931°C

кип=3212°C

60

Nd

144,24

f-элемент

Серебристый металл

пл=1010°C

кип=3127°C

61

Pm

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

пл=1080°C

кип=2730°C

62

Sm

150,36

f-элемент

Серебристый металл

пл=1072°C

кип=1778°C

63

Eu

151,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=822°C

кип=1597°C

64

Gd

157,25

f-элемент

Серебристый металл

пл=1311°C

кип=3233°C

65

Tb

158,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1360°C

кип=3041°C

66

Dy

162,50

f-элемент

Серебристый металл

пл=1409°C

кип=2335°C

67

Ho

164,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1470°C

кип=2720°C

68

Er

167,26

f-элемент

Серебристый металл

пл=1522°C

кип=2510°C

69

Tm

168,93

f-элемент

Серебристый металл

пл=1545°C

кип=1727°C

70

Yb

173,04

f-элемент

Серебристый металл

пл=824°C

кип=1193°C

71

Lu

174,96

f-элемент

Серебристый металл

пл=1656°C

кип=3315°C

72

Hf

178,49

5d2 6s2

Серебристый металл

пл=2150°C

кип=5400°C

73

Ta

180,95

5d3 6s2

Серый металл

пл=2996°C

кип=5425°C

74

W

183,84

5d4 6s2

2,36

Серый металл

пл=3407°C

кип=5927°C

75

Re

186,21

5d5 6s2

Серебристо-белый металл

пл=3180°C

кип=5873°C

76

Os

190,23

5d6 6s2

Серебристый металл с голубоватым оттенком

пл=3045°C

кип=5027°C

77

Ir

192,22

5d7 6s2

Серебристый металл

пл=2410°C

кип=4130°C

78

Pt

195,08

5d9 6s1

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

пл=1772°C

кип=3827°C

79

Au

196,97

5d10 6s1

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

пл=1064°C

кип=2940°C

80

Hg

200,59

5d10 6s2

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

пл=-39°C

кип=357°C

81

Tl

204,38

6s2 6p1

Серебристый металл

пл=304°C

кип=1457°C

82

Pb

207,2

6s2 6p2

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

пл=328°C

кип=1740°C

83

Bi

208,98

6s2 6p3

Блестящий серебристый металл

пл=271°C

кип=1560°C

84

Po

208,98

6s2 6p4

Мягкий серебристо-белый металл

пл=254°C

кип=962°C

85

At

209,98

6s2 6p5

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=302°C

кип=337°C

86

Rn

222,02

6s2 6p6

2,2

Радиоактивный газ

пл=-71°C

кип=-62°C

87

Fr

223,02

7s1

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

пл=27°C

кип=677°C

88

Ra

226,03

7s2

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=700°C

кип=1140°C

89

Ac

227,03

6d1 7s2

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

пл=1047°C

кип=3197°C

90

Th

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

91

Pa

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

92

U

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

пл=1132°C

кип=3818°C

93

Np

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

94

Pu

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

95

Am

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

96

Cm

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

97

Bk

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

98

Cf

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

99

Es

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

Fm

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

Md

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

No

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

Lr

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

Rf

267

6d2 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

Db

268

6d3 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

Sg

269

6d4 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

Bh

270

6d5 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

Hs

277

6d6 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

Mt

278

6d7 7s2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

Ds

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.

Новости школы -Подготовка к ЕГЭ по химии. Часть А-3.

Неорганические вещества, их номенклатура, классификация.

Характерные химические свойства неорганических веществ

различных классов

 

Обязательный минимум знаний

Схема 2

Классификация неорганических веществ

 

 Вещества

 

                                  Простые                                         Сложные 

 

Металлы                      Благородные         Оксиды                        Соли 

                                            газы

               Неметаллы                                         Кислоты      Основания

 

Схема 3

Оксиды и их классификация

 

Оксиды – бинарные соединения с кислородом в с.о. – 2


 

Несолеобразующие                                          Солеобразующие

  N2O, NO, CO                           1. Основные – оксиды металлов в с.о. +1, +2

                                                      (оксиды металлов IА и IIА групп но не ZnO,

BeO), оксиды металлов в низших с.о. (СrO, FeO)

                                                     2. Кислотные – оксиды неметаллов (N2O5, SO2,

SO3) и металлов с высокой с.о. +5,+6,+7, (CrO3, Mn2O7).

                                                      3. Амфотерные — ZnO, BeO, Al2O3,

                                                      оксиды металлов в промежуточных с.о. (Cr2O3, Fe2O3).

 

Таблица 2

Характерные химические свойства солеобразующих оксидов

 

Гр. Оксидов

Свойства

Основные оксиды

Кислотные оксиды

Амфотерные оксиды

Образуют соль и воду в реакции обмена при взаимодействии

с кислотами

с основаниями

и с кислотами, и с основаниями

Образуют соль в реакции соединения при взаимодействии

с кислотными и амфотерными оксидами

с основными и 

амфотерными оксидами

с основными и кислотными оксидами

Образуют растворимый гидроксид при взаимодействии с водой

щелочи

кислородсодержащие

кислоты

не взаимодействуют с водой

Основания

Основания (в свете атомно-молекулярного учения) – сложные вещества, состоящие из металла и гидроксогрупп.

Основания (в свете теории электролитической диссоциации) – электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы гидроксогрупп.

Основания (в свете протонной теории) – акцепторы катионов водорода.

 

Таблица 3

Классификация оснований

 

 

Характерные химические свойства оснований

и амфотерных гидроксидов

1. 1) Основание (или амфотерный гидроксид) + кислота = соль + вода

   2) Бескилородное основание (аммиак, амины) + кислота = соль

2. Основание + кислотный оксид = соль + вода

3. Щелочь + растворимая соль = новая соль + новое основание (если образуется осадок или газ)

4. Щелочь + амфотерный гидроксид = соль + вода

                                                                                                      t

5. Нерастворимые основания (или амфотерный гидроксид) = 

= оксид металла + вода

 

Кислоты

Кислоты (в свете атомно-молекулярного учения) – сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.

Кислоты (в свете теории электролитической диссоциации) – электролиты, диссоциирующие на катионы водорода и анионы кислотного остатка.

Кислоты (в свете протонной теории) – доноры катионов водорода.

 

Характерные химические свойства кислот

1. Кислота + металл = соль + водород, если:

— металл находится в ряду напряжений до водорода,

— образуется растворимая соль,

— кислота растворима,

Примечания:

·       щелочные металлы для реакций с растворами кислот не берут, так как они взаимодействуют, в первую очередь, с водой,

·       азотная кислота любой концентрации и концентрированная серная кислота взаимодействует с простыми веществами по-особому (см. табл. 5)

2. Кислота + оксид металла (основный или амфотерный) = соль + вода

3. Кислота + основание (гидроксид или бескислородное основание) = соль +

+ вода (для бескилородных оснований — только соль).

4. Кислота + соль = новая кислота + новая соль (если образуется осадок, газ или слабый электролит).

 

Таблица 4

Классификация кислот

 

 

Соли

Соли (в свете атомно-молекулярного учения) – сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотного остатка.

Соли (в свете теории электролитической диссоциации) – электролиты, диссоциирующие на катионы металла и анионы кислотного остатка.

Примечание. Эти определения справедливы только для нормальных или средних солей.

Схема 4

Классификация солей

 

   Соли


 

Средние                     Кислые           Основные         Двойные       Комплексные

или нормальные      Сa (HCO3)2,       (CuOH)CO3,     (NH4)2Fe (SO4)2,  K3[Fe (CN)6]

NaCl, K2SO4,            NaHSO4,          Al (OH)2Cl,       KAl (SO4)2,          K4[Fe (CN)6

CaCO3, RCOONa     KH2PO4             Fe (OH)SO4      KCl∙NaCl

 

Характерные химические свойства солей

1. Соль + кислота = новая кислота + новая соль (если образуется осадок или газ).

2. Растворимая соль + щелочь = новая соль + новое основание (если образуется осадок или газ)

3. Соль1 (раствор) + соль2 (раствор)  = соль3 + соль4 (если образуется осадок)

4. Соль (раствор) + металл = новая соль + новый металл, если:

·       металл находится в ряду напряжений до металла соли,

·       образуется растворимая соль.

Примечание: щелочные металлы для реакций с растворами солей не берут, так как они взаимодействуют, в первую очередь, с водой.

 

 

Примеры тестовых заданий и 

рекомендации к их выполнению

 

1. Только солеобразующие оксиды находятся в ряду

1) P2O5, ZnO, NO

2) CO, N2O5, Na2O

3) Al2O3, N2O, N2O3

4) SiO2, BeO, CaO

Это задание следует выполнить методом исключения тех рядов веществ, в которых содержаться формулы несолеобразующих оксидов, так как таких оксидов немного и их нужно знать. Исключаются варианты ответов 1-3. Ответ 4.

 

2. Амфотерными гидроксидами являются вещества, формулы которых

1) CsOH и Cr (OH)2

2) KOH и Ca (OH)2

3) Be (OH)2и Cr (OH)3

4) NaOH и Mg (OH)2

Это задание также следует выполнить методом исключения тех пар веществ, в которых содержатся формулы щелочей, так как таких веществ в школьном курсе изучается немного и их следует знать. Ответ 3.

 

3. Кислотными оксидами являются вещества, формулы которых

1) N2O3, N2O5, CrO3

2) Cr2O3, CrO, N2O

3) NO, Na2O, P2O5

4) SiO2, BeO, CaO

Для быстрого определения верного ответа из предложенных вариантов необходимо исключить те, в которых встречаются оксиды металлов в с.о. +1, +2, +3, т.е. варианты 2, 3, 4. В первом варианте также встречается оксид металла CrO3, но в с.о. +6, т.е. кислотный оксид. Ответ 1.

 

4. Содержит все три типа гидроксидов ряд веществ, формулы которых

1) H2SO4, Ca (OH)2, NaOH

2) Cr (OH)3, Cr (OH)2, H2CrO4

3) NaOH, HNO3, Mg (OH)2

4) KOH, HClO4, Ba (OH)2

Достаточно сложное, многофакторное задание, которое требует знания ряда химических понятий: гидрооксиды (это понятие объединяет основания, амфотерные гидрооксиды и кислородсодержащие кислоты), зависимость свойств оксидов и гидроксидов металлов от величины с.о. (как правило, оксид и гидроксид с низшей с.о. проявляют основные свойства, с высшей – кислотные, с промежуточной — амфотерные), а, следовательно, и знание понятия с.о. Экзаменующийся должен найти ряд формул, в котором будут записаны основание, кислота и амфотерный гидроксид. Следовательно, можно исключить те ряды, в которых содержится два гидроксида одного типа: 1,3,4, — т.к. они содержат по два основания каждый. Ответ 2.

 

5. Формулы только кислых солей записаны в ряду

1) K2SO4, KOH, H2SO4, NaHCO3

2) Fe (HSO4)2, CaHPO4, CaCO3, Ca (OH)NO3

3) NH4HSO4, NH4NO3, (NH4)2HPO4, (NH4)2 CO3

4) NaH2PO4, Na2HPO4, NaHCO3, NaHS

Для быстрого определения верного ответа нужно ориентироваться на ключевое словосочетание «кислая соль», т.е. соль, содержащая атом водорода в составе кислотного остатка. Все четыре соли должны отвечать этому требованию. Ответ 4.

 

6. Двухосновная, растворимая, кислородсодержащая, сильная и стабильная кислота имеет формулу

1) H2SO3                 2) H2S                      3) H2SO4           4) H2S2O3

Условию задания отвечает вариант 3, т.к. любому школьнику известно, что сернистая кислота нестабильна, а сероводородная – слабая. Тиосерная кислота для обычного школьника представляет собой «экзотику», поэтому необходимо остановиться на привычной и хорошо известной серной кислоте. Ответ 3.

 

7. Средняя соль, амфотерный гидроксид и основная соль соответственно расположены в ряду

1) Сa (НСO3)2, Be (OH)2, Fe (OH)Cl2

2) K2CO3, Н3AlO3, Cu (OH)NO3

3) NaHSO3, H3CrO3, Fe (OH)SO4

4) ZnSO4, H3PO4, Cr (OH)Cl2

Для успешного выполнения этого задания необходимо мысленно разделить предложенные ответы на три подстолбика. Анализируя первый столбик, приходим к выводу, что условию задания не соответствуют ответ 3. При анализе второго подстолбика исключаем варианты ответов 1 и 4, следовательно, верный ответ – 2 (обращаем внимание, что амфотерный гидроксид может быть записан как Аl (OH)3, так и Н3AlO3 или HAlO2∙H2O). Ответ 2.

 

8. Формулы средней, кислой и основной солей соответственно записаны в ряду

1) Cu (HSO4)2, Cu (OH)NO3, CuCl2

2) CaCO3, Ca (HCO3)2, Ca (OH)Cl

3)FeSO4, Fe (OH) Cl, Fe (OH)2Cl

4) BaSO4, Ba (OH)NO3, Ba (H2PO4)2

Успешное выполнение этого задания зависит от ключевого слова «соответственно», которое задает порядок поиска верного ответа: средняя, кислая и основная соли. Методика поиска может строиться на нахождении средней соли в первом вертикальном подстолбике (основной соли в последнем подстолбике, или кислой соли в среднем подстолбике). Ответ 2.

 

9. В следующей характеристике гидроксида бария неверно положение

1) кислородсодержащее основание, щелочь

2) сильное двухкислотное основание

3) способно образовать два ряда солей – средние и основные

4) летучее, непрочное соединение

Ключевым словосочетанием к выполнению задания является «неверно положение», оно и позволит определить искомый ответ. Ответ 4.

 

10. Оксиду фосфора (V) не соответствует кислота, формула которой

1) H3PO4                  2) H4P2O7             3)H3PO3          4) HPO3

Ключом к решению этого задания является положение о том, что с.о. элемента, образующего оксид и соответствующий ему гидроксид (в нашем случае – фосфорные кислоты), должны быть одинаковы. Этому условию не отвечает ответ 3, который и будет правильным. Ответ 3.

 

11. Соль и водород образуются при взаимодействии разбавленной серной кислоты с каждым из металлов ряда

1) Al, Zn, Cu                2) Zn, Fe, Pb                3) Mg, Zn, Fe      4) Pb, Cu, Ag

Разбавленная серная кислота проявляет характерные свойства кислот, а потому не будет реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода, что автоматически исключает ответы 1 и 4. Варианты 2 и 3 предлагают металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. Какой выбрать? Очевидно, следует исключить из числа вероятных ответ 2, так как он содержит свинец, а сульфат свинца (II) – практически нерастворимая соль, о чем свидетельствует соответствующая клеточка в таблице растворимости. Ответ 3.

 

12. При термическом разложении нерастворимых оснований образуются

1) оксид неметалла и вода

2) водород и оксид металла

3) вода и оксид металла

4) металл и вода

Как неверные, должны быть исключены ответы 1, 2 и 4. Ответ 3.

 

13. С раствором хлорида меди (II) не реагирует

1) Mg                           2) Zn                  3) Fe                          4) Ag

Легкое заданий на знание ряда напряжений металлов. Ответ 4.

 

14. С раствором сульфата меди (II) не реагирует

1)Pb                        2)Zn                  3) Fe                          4) Mg

Задание аналогично предыдущему, но с учетом условий протекания реакций между раствором соли и металлом. Реакция идет, если образующаяся соль растворима в воде. Следовательно, верный ответ 1, так как сульфат свинца (II) практически не растворим. Ответ 1.

 

15. Основание образуется при взаимодействии с водой оксида, формула которого

1) Fe2O3                   2) CuO                      3) CaO                    4) FeO

В основе поиска верного ответа лежит знание о том, что оксиды металлов взаимодействуют с водой лишь в случае образования растворимого гидроксида – щелочи. Следовательно, это должен быть оксид щелочного или щелочноземельного металла. Ответ 3.

 

16. Серебро из раствора нитрата серебра вытесняют все металлы ряда

1) Na, Cr, Zn                2) K, Fe, Cu                 3) Fe, Zn, Cu                4) Zn, Fe, Au

Задание на знание свойств солей и ряда напряжений металлов. Обратите внимание на тот факт, что медь в ряду напряжений стоит после водорода, но перед серебром. Ответ 3.

 

17. При взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой образуются

1) CuSO4, SO2, H2O

2) CuSO4, H2

3) CuO, SO2, H2O

4) Cu2SO4, SO2, H2O

Задание на знание свойств концентрированной серной кислоты, которая при взаимодействии с металлами, стоящими в ряду напряжений до и после водорода, образует соль, воду и один из продуктов восстановления сульфат-иона (SO2, S или H2S). Это знание позволит выбрать ответы 1 и 4. Более вероятен ответ 1, так как серная кислота – сильный окислитель и образование Cu2SO4 неневозможно. Ответ 1.

 

18. Железо способно вытеснять из растворимых солей – нитратов магния, свинца (II), меди (II), ртути (II), серебра – металлы

1) Mg, Pb, Cu, Hg, Ag

2) Pb, Cu, Hg, Ag

3) Cu, Hg, Ag

4) Hg, Ag

Задание на знание свойств солей и ряда напряжений металлов. Ответ 2.

 

19. Медь не взаимодействует с

1) разбавленной серной кислотой

2) концентрированной серной кислотой

3) разбавленной азотной кислотой

4) концентрированной азотной кислотой

Так как разбавленная серная кислота проявляет характерные свойства растворов кислот, то она не взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений металлов после водорода. Верный ответ, записанный в вариантах первым, позволит другие ответы не рассматривать. Ответ 1.

 

20. И с гидроксидом натрия, и с соляной кислотой реагирует

1) СaO                    2) BeO                  3) SiO2                   4) P2O5

И с кислотой, и со щелочью взаимодействует амфотерный оксид. Ответ 2.

 

21. С гидроксидом бария реагирует ряд веществ, имеющих формулы

1) NaCl, Na2SO4, Na2CO3

2) HNO3, NaOH, K2SO4

3) ZnO, K2O, CO2

4) Al (OH)3, CuSO4, HCl

Так как Ba (OH)2 – щелочь, то знание свойств растворимых оснований и особенностей протекания реакций с их участием позволит определить верный ответ – 4. К такому результату можно прийти, исключив варианты 2 (он включает щелочь) и 3 (он, кроме амфотерного и кислотного, включает основный оксид). Остаются варианты 1 и 4. Все соединения первого варианта – соли, но если две последние соли образуют осадок с гидроксидом бария, то первая – нет. Ответ 4.

 

22. Сульфат железа (II) не может быть получен взаимодействием

1) железа с разбавленной серной кислотой

2) железа с раствором медного купороса

3) железа с раствором сульфата магния

4) гидроксида железа (II) с разбавленной серной кислотой

Задание на знание свойств классов неорганических соединений: кислот, солей, гидроксидов. Это знание позволит определить верный ответ. Ответ 3.

 

23. Веществами, при взаимодействии которых образуется соль, являются

1) щелочь и основный оксид

2) основный оксид и вода

3) кислотный оксид и щелочь

4) кислотный оксид и вода

Несложное задание на знание химических свойств оксидов. Ответ 3.

 

24. В цепочке превращений

         SX1SO3X2CuSO4X3CuOCu

веществами X1,X2 и X3 являются соответственно

1) H2S, H2SO4, Cu (OH)2

2) FeS, H2SO4, Cu (OH)2

3) SO2, H2SO4, CuCl2

4) SO2, H2SO4, Cu (OH)2

Ответы 1 и 2 следует отбросить, так как при окислении сероводорода и сульфида железа (II) образуется не SO3, а SO2. В варианте 3 первые два искомых вещества указаны верно, а CuCl2 — нет, поскольку эту соль превратить в оксид в одну стадию нельзя. Ответ 4.

 

25. В цепочке превращений

         СaX1 Ca (OH)2X2Ca (HCO3)2X2CaO

веществами X1, X2 являются соответственно

1) CaCl2, СaCO3,

2) CaO, Ca (NO3)2

3) CaО, СaCO3

4) CaО, Ca3 (PO4)2

Вещество X1 определить несложно – это CaO. Вещество X2 – не может быть никакой другой солью, кроме карбоната, так как следующее звено представляет собой кислую соль угольной кислоты – гидрокарбонат кальция. Ответ 3.

 

26. В цепочке превращений

         ZnX1 Zn (NO3)2X2Na2ZnO2ZnCl2AgClX3

веществами X1, X2 и X3 являются соответственно

1) ZnCl2, ZnO, Ag

2) ZnO, Zn (OH)2, Ag

3) ZnSO4, Zn (OH)2, PbCl2

4) ZnO, Zn (OH)2, AgNO3

Рассуждения, аналогичные приведенным выше, но с учетом амфотерности гидроксида цинка, позволят определить вещества X1, X2 — ZnO, Zn (OH)2 соответственно. Вещество X3 средней солью быть не может, так как AgCl нерастворим. Это даст возможность исключить ответы 3 и 4. Теперь, даже не зная способности хлорида серебра к разложению, нетрудно выбрать верный ответ. Ответ 2.

 

27. В схеме превращений

               X1            X               X3

   AlCl3 → Al (OH)3 → NaAlO2 →   AlCl3  

веществами X1,X2 и X3 являются соответственно

1) H2O, NaOH, NaCl

2) H2O, Cu (OH)2, HCl

3) NaOH, NaCl, HCl

4) NaOH, Na2O, HCl

Непростое задание на знание свойств солей и амфотерных гидроксидов. Для выпускников определение X2 представляет сложность, т.к.существует стереотип, что амфотерные гидрооксиды выступают в роли кислот при взаимодействии со щелочами – т.е. NaAlO2 можно получить взаимодействием Al (OH)3 с NaOH. Однако автор тестового задания уже использовал это соединение для X1 и в качестве X2 предложил Na2O. Ответ 4.

 

28. Вещество, которое может реагировать с фосфорной кислотой, гидроксидом натрия и цинком, имеет формулу

1) Al (OH)3              2) Ba (NO3)2                3) CuCl2           4) NaHCO3    

Для решения этого задания необходимо отнести каждое из предложенных веществ к соответствующей группе: амфотерный нерастворимый гидроксид, две средние соли, кислая соль. Со всеми перечисленными в условии веществами реагирует только CuCl2. Ответ 3.

 

29. Веществу, которое может реагировать с хлором, нитратом серебра и ацетатом свинца, соответствует формула

1) KI                    2) Cu                         3) K2SO4               4) NaF

Задание более сложное, чем 28, так как требует знания о «ряде активности галогенов» (каждый предыдущий галоген вытесняет каждый последующий из растворов галогеноводородных кислот и их солей), а также знание номенклатуры солей органических кислот: ацетату свинца соответствует формула (CH3COO)2Pb. Обращение к таблице растворимости и учет условий взаимодействия растворов солей между собой позволят прийти к правильному решениию. Ответ 1.

 

30. Верны ли следующие суждения применительно к солям

А) В результате взаимодействия кислых солей со щелочами образуются средние соли

Б) В результате взаимодействия средних солей с основаниями образуются кислые соли

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения не верны

Второе утверждение неверно, т.к. результатом взаимодействия средних солей с основаниями образуются не кислые соли, а основные. Первое суждение верно. Ответ 1.

 


 

Задания для самостоятельной работы

 

1. В перечне веществ

1) N2O                                 

2) N2O5

3) N2O3

4) CO2

5) NO

6) CO

к несолеобразующим оксидам относятся вещества, формулы которых обозначены цифрами:

1) 1,4,6                 2) 3,5,6                        3) 1,5,6           4) 4,5,6

 

2. Амфотерными оксидами являются вещества

1) оксид серы (IV), оксид железа (III)

2) оксид цинка, оксид кальция

3) оксид хрома (III), оксид бериллия

4) оксид алюминия, оксид магния

 

3. Основными оксидами являются вещества

1) оксид кальция, оксид хрома (II)

2) оксид калия, оксид олова (IV)

3) оксид меди (I), оксид алюминия

4) оксид бериллия, оксид железа (П)

 

4. Содержит все три типа гидроксидов ряд веществ

1) H3AlO3, Fe (OH)3, H2SO4

2) H2ZnO2, H3PO4, Ba (OH)2

3) H2BeO2, HCI, Cu (OH)2

4) H2CO3, H2CrO4, NaOH

 

5. Формулы только основных солей записаны в ряду

1) (CaOH)2SO4, Ca (OH)2, CaOHCl

2) Fe (OH)3, Fe (OH)2NO3, [Fe (OH)2]SO4

3) MnOHNO3, CuOHCl2, Mg (OH)2

4) FeOHCl2, FeOHCl, [Fe (OH)2]SO4

 

6. Двухкислотное, растворимое, нелетучее и стабильное основание имеет формулу

1) Mg (OH)2            2) NH3             3) NaOH            4) Ва (ОН)2

 

7. Кислая соль, амфотерный гидроксид и основная соль соответственно расположены в ряду

1) Na2SO4, Be (OH)2, Fe (OH)Cl2

2) K2CO3, Н3AlO3, Cu (OH)NO3

3) NaHSO3, H3CrO3, Fe (OH)SO4

4) ZnSO4, H3PO4, Cr (OH)Cl2

 

8. Формулы средней, кислой и основной солей соответственно записаны в ряду

1) Cu (HSO4)2, Cu (OH)NO3, CuCl2

2) CaCO3, Ca (HCO3)2, Ca (OH)Cl

3) FeSO4, Fe (OH) Cl, Fe (OH)2Cl

4) BaSO4, Ba (OH)NO3, Ba (H2PO4)2

 

9. Гидроксид алюминия – это 

1) амфотерный гидроксид

2) трехкислотное основание

3) щелочь

4) летучее основание

 

10. Оксиду марганца (VII) соответствует гидроксид, формула которого

1) Mn (OH)2                  2) MnO (OH)             3) H2MnO4          4) HMnO4

 

11. Водород можно получить при взаимодействии

1) меди с разбавленной азотной кислотой

2) свинца с концентрированной азотной кислотой

3) цинка с концентрированной серной кислотой

4) алюминия с концентрированным раствором гидроксида калия

 

12. При термическом разложении нитрата серебра образуются

1) оксид серебра и оксид азота (V)

2) серебро, оксид азота (IV) и кислород

3) серебро, азот и кислород

4) оксид серебра, оксид азота (II) и кислород

 

13. С раствором щелочи не реагирует

1) Mg                           2) Zn                  3) Al                          4) Be

 

14. С раствором сульфата меди (II) взаимодействует

1) Pb                        2) Hg                  3) Fe                          4) Ag

 

15. Взаимодействием соответствующего оксида с водой нельзя получить

1) Cu (OH)2                  2) Ba (OH)2                     3) H2SO4                 4) NaOH

 

16. Медь из раствора сульфата меди (II) вытесняет все металлы ряда

1) Na, Cr, Zn

2) K, Fe, Cu

3) Fe, Zn, Al

4) Zn, Fe, Au

 

17. При взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой образуются

1) CuO, NO2, H2O

2) Cu (NO3)2, H2

3) Cu (NO3)2, NO, H2O

4) Cu (NO3)2, NO2, H2O

 

18. Окислительно-восстановительная реакция протекает при разложении соли, формула которой

1) NH4Cl             2) KMnO4           3) CaCO3            4) (CuOH)2CO3

 

19. C концентрированной азотной кислотой при комнатной температуре не взаимодействует

1) медь

2) железо

3) серебро

4) цинк

 

20. С раствором серной кислоты реагируют все три вещества набора

1) СaO, NaOH, KCl                   

2) Cu (OH)2, HCl, CH3COONa

3) BaCl2, Zn, SiO2

4) MgCO3, Fe, Al (OH)3

 

21. И с соляной кислотой, и с водой реагирует

1) аммиак           2) хлор               3) никель            4) карбонат кальция

 

22. Сульфат железа (III) может быть получен взаимодействием железа с 

1) разбавленной серной кислотой

2) раствором сульфата меди (II)

3) хлором

4) серой

 

23. Веществами, при взаимодействии которых не образуется соль, являются

1) кислотный оксид и щелочь

2) кислотный оксид и вода

3) основный оксид и кислота

4) кислота и основание

 

24. В цепочке превращений

         Ca →X1→Ca (OH)2 → X2→ CaO → X3→ AgCl

веществами X1,X2 и X3 являются соответственно

1) CaO, CaCO3, CaCl2

2) CaSO4, CaCO3, CaCl2

3) CaO, CaSO4, CaCl2

4) CaO, Ca (HCO3), CaCO3

 

25. В цепочке превращений

         N2 → X1 → NO →X2 → HNO3

веществами X1, X2 являются соответственно

1) N2O, NO2

2) NO2, NH3

3) N2O3, N2O

4) NH3, NO2

 

26. В цепочке превращений

         Al → X1 → Al2 (SO4)3 → X2 → KAlO2 →AlCl3→X2®Al2O3

веществами X1 и X2 являются соответственно

1) AlCl3, AlN

2) Al (OH)3, KAl (SO4)2

3) Al2O3, Al2S3

4) Al2O3, Al (OH)3

 

27. В схеме превращений

               X1        X          X3

       SO2 → SO3 → H2SO4 → (NH4)2SO4  

веществами X1,X2 и X3 являются соответственно

1) O2, H2O, NH3

2) NO2, H2, NH3

3) O2, H2O, N2

4) O2, H2, NH3∙H2O

 

28. Вещество, которое может реагировать с соляной кислотой, гидроксидом калия и алюминием, имеет формулу

1) Cl2              2) H2SO4               3) Сr2O3           4) Na2CO3    

 

29. При нагревании не разлагается на простые вещества

1) аммиак         2) хлорид натрия      3) оксид ртути (II)    4) иодоводород

 

30. Верны ли следующие суждения применительно к кислотам

А) Любую кислоту можно получить растворением соответствующего кислотного оксида в воде

Б) Кислоты способны взаимодействовать со щелочами

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения не верны

 

03 Октябрь 2011, 16310 просмотров.

Комментарии

Периодические тренды и оксиды

Оксиды

Основные оксиды

Оксид-ион является очень сильно основным анионом из-за его очень малого размера и высокого заряда. Поскольку ион гидроксида является самым сильным основанием, которое может сохраняться в воде, ион оксида количественно реагирует с водой с образованием ионов гидроксида. Это пример выравнивающего свойства очень прочных оснований.

Согласно обобщенным правилам растворимости, в воде растворяются только оксиды металлов некислотного и слабокислотного катиона.Растворение является сильно экзотермическим с образованием гидроксида катиона. Эти водные растворы являются сильно щелочными. Оксиды металлов, которые проявляют такое поведение, называются основными оксидами, потому что они действуют как основания. Оксиды некислотных катионов настолько реагируют с водой, что их редко можно увидеть. Эти оксиды нельзя получить путем обезвоживания гидроксида при высокой температуре.

Более распространены оксиды слабокислых катионов. Например, известь, CaO. Известь можно получить в промышленных масштабах путем термического разложения известняка.


Оксиды слабокислых катионов экзотермически реагируют с водой с образованием гидроксида.

Гидроксиды слабокислых катионов не расплываются.

Оксиды слабокислых катионов и умереннокислых катионов нерастворимы в воде. Эти оксиды не вносят в раствор значительных количеств иона O 2-, поэтому ионы гидроксида не образуются. Хотя эти оксиды существенно не изменяют рН воды, они все же являются основаниями и нейтрализуют сильные кислоты.

FeO + 2 H 3 O + (водн.) Fe 2+ (водн.) + 3 H 2 O

Оксиды кислот (ангидриды кислот)

Многие из ковалентных оксидов очень кислых катионов (гипотетических) проявляют кислотные свойства. Многие из этих оксидов растворяются в воде с образованием оксоаниона, в котором элемент имеет ту же степень окисления, что и оксид. Оксид будет растворим, если при его реакции с водой образуется сильная или очень сильная кислота, поскольку эти кислоты полностью ионизируются, сдвигая равновесие в сторону растворения.Если реакция с водой дает умеренно кислую оксокислоту, оксид может быть или не быть растворимым. Если образующаяся оксокислота является слабокислой, оксид обычно, но не всегда, нерастворим в воде.

Некоторые кислотные оксиды, такие как оксиды серы и азота, загрязняют воздух, потому что они реагируют с влагой в воздухе, вызывая кислотные дожди.
Нерастворимые в воде оксиды классифицируются как кислотные, если они реагируют с основаниями с образованием солей.

Есть несколько оксидов, таких как NO 2 и ClO 2 , в которых центральный атом степень окисления не соответствует степени окисления этого элемента в стабильном или известная оксокислота.Такие оксиды образуют смесь оксокислот или анионов в результате диспропорционирования.

Оксиды амфотерные

Некоторые оксиды проявляют как кислотные, так и основные свойства.
Общие правила
В общем, электроположительный характер центрального атома оксида будет определять, будет ли оксид будет кислотным или основным. Чем более электроположителен центральный атом, тем более основным является оксид.Чем более электроотрицательным является центральный атом, тем более кислым является оксид. Электроположительный характер увеличивается справа влево по периодической таблице и увеличивается вниз по столбцу.
Результирующая граница между основными и кислотными оксидами проходит по диагонали.
Свойства с — и р — Блочные элементы
Ли Быть Б С Н О Ф
Нет данных мг Ал Си Р С Кл
К Са Га Гэ Как Se Бр
Руб Старший В Сн Сб Те я
Цз Ба Тл Пб Би По В
Основные оксиды Амфотерные оксиды Кислотные оксиды

Есть три оксида неметаллов из верхней правой части периодической таблицы, CO, NO и N 2 O, которые имеют такие низкие степени окисления центрального атома, что они дают нейтральные водные растворы.

Поскольку кислотность катиона быстро возрастает с увеличением заряда, d — блокируют элементы, которые проявляют широкий спектр степеней окисления, могут иметь один или несколько оксидов, проявляющих только основные свойства и один или несколько оксидов, проявляющих только кислотные свойства. Чем выше степень окисления тем более кислый соответствующий оксид. Хром является примером такого элемента.

Оксид Номер окисления Категория
CrO Кр 2+ базовый
Кр 2 О 3 Кр 3+ амфотерный
CrO 3 Кр 6+ кислая

Основные оксиды реагируют с кислыми оксидами с образованием солей оксоанионов.


Поскольку вода не содержит солей оксо-анионов, которые являются слишком основными, чтобы сохраняться в может образовываться вода. Эти реакции кислотных и основных анионов имеют важное практическое значение. применения, такие как контроль газообразных кислотных оксидов, которые при выбросе в атмосферу приводит к кислотным дождям. Ca(OH) 2 + SO 2 + 1/2 O 2 CaSO 4 + H 2 O

Эти реакции также используются в производстве таких материалов, как бетон, стекло и керамика.

Разница между кислотными и основными оксидами

Основное отличие — кислотные и основные оксиды

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

Ключевые области охвата

1. Что такое кислотный оксид
       – Определение, химические свойства, оксиды неметаллов, примеры
2. Что такое основной оксид
    – Определение, химические свойства, оксиды металлов, примеры2 2 210 909 909В чем разница между кислотными и основными оксидами
    – Сравнение основных различий

Ключевые термины: кислота, ангидриды кислот, оксид кислоты, основание, ангидриды оснований, основной оксид, оксид неметалла, оксид металла, оксид, рН, соль

Что такое кислотный оксид

Кислотные оксиды — это соединения, которые могут образовывать кислые растворы при растворении в воде. Кислотные оксиды образуются при взаимодействии неметалла с кислородом. Иногда кислотные оксиды образуются, когда металлы (с более высокими степенями окисления) также реагируют с кислородом.Кислотные оксиды реагируют с водой и образуют водные кислоты.

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

Обычно кислотные оксиды имеют низкие температуры плавления и кипения, за исключением таких оксидов, как диоксид кремния, которые имеют тенденцию образовывать гигантские молекулы.Эти оксиды растворяются в основаниях и образуют соль и воду. Когда кислотный оксид растворяется в воде, он снижает рН пробы воды из-за образования ионов Н + . Некоторыми распространенными примерами кислотных оксидов являются CO 2 , P 2 O 5 , NO 2 , SO 3 и т. д.

.

Рисунок 1: SO3 — оксид неметалла (кислотный оксид)

Оксиды неметаллов

Оксиды неметаллов представляют собой оксидные соединения, образованные неметаллическими элементами.Большинство элементов p-блока являются неметаллами. Они образуют различные оксидные соединения. Оксиды неметаллов являются ковалентными соединениями, поскольку они делят электроны с атомами кислорода, образуя молекулы оксида. Большинство оксидов неметаллов после реакции с водой дают кислоты. Следовательно, оксиды неметаллов являются кислотными соединениями. Например, когда SO 3 растворяют в воде, получается раствор H 2 SO 4 , который является очень кислым. Оксиды неметаллов реагируют с основаниями с образованием солей.

Что такое основной оксид

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

Основные оксиды активно реагируют с водой, образуя основные соединения. Эти оксиды реагируют с кислотами и образуют соль и воду. При добавлении в воду основного оксида рН воды увеличивается из-за образования гидроксильных ионов (ОН ). Некоторыми примерами распространенных основных оксидов являются Na 2 O, CaO, MgO и т. д.Следовательно, оксиды металлов в основном являются основными оксидами.

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

Оксиды металлов

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

Количество атомов кислорода, которые связываются с ионом металла, зависит от степени окисления иона металла. Щелочные металлы образуют только одновалентные катионы. Поэтому они образуют только оксиды типа М 2 О (где М — ион металла, О — анион оксида). Щелочноземельные металлы образуют двухвалентные катионы. Поэтому они образуют оксиды типа МО. Эти соединения являются основными.

Разница между кислотными и основными оксидами

Определение

Кислотные оксиды: Кислотные оксиды — это соединения, которые могут образовывать кислые растворы при растворении в воде.

Основные оксиды: Основные оксиды представляют собой соединения, которые могут образовывать основные растворы при растворении в воде.

Формирование

Кислотные оксиды: Кислотные оксиды образуются при взаимодействии кислорода с неметаллами.

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

Реакция с водой

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

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

Реакция с кислотами

Кислотные оксиды: Кислотные оксиды не реагируют с кислотами.

Основные оксиды: Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием соли.

Реакция с основаниями

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

Основные оксиды: Основные оксиды не реагируют с основаниями.

Облигации

Кислотные оксиды: Кислотные оксиды имеют ковалентные связи.

Основные оксиды: Основные оксиды имеют ионные связи.

Влияние на pH

Кислотные оксиды: Когда кислотные оксиды растворяются в воде, pH снижается.

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

Другие названия

Кислотные оксиды: Кислотные оксиды также известны как ангидриды кислот.

Основные оксиды: Основные оксиды также называются основными ангидридами.

Заключение

Оксиды — это соединения, в которых хотя бы один атом кислорода связан с другим элементом. Этот элемент может быть металлом или неметаллом. Оксиды могут быть кислотными или основными в зависимости от их свойств. Если определенный оксид может реагировать с кислотой, но не может реагировать с основанием, его называют основным оксидом. Если оксид реагирует с основанием, но не с кислотой, то это кислый оксид. Ключевое различие между кислотными и основными оксидами заключается в том, что кислые оксиды образуют кислоты при растворении в воде, тогда как основные оксиды образуют основания при растворении в воде.

Артикул:

1. «Кислотный оксид». Википедия, Фонд Викимедиа, 29 декабря 2017 г., доступно здесь.
2. Либретексты. «Окислы». Химия LibreTexts, Libretexts, 23 августа 2017 г., доступно здесь.

Изображение предоставлено:

1. «Триоксид серы SO3» Yikrazuul — собственная работа (общественное достояние) через Commons Wikimedia
2. «Окись магния» Walkerma предполагается — предполагается собственная работа (на основании заявлений об авторских правах) (общественное достояние) через Commons Wikimedia

Является ли оксид любого металла основанием? – Гзипвтф.ком

Является ли оксид любого металла основанием?

Оксиды металлов являются основными, а оксиды неметаллов — кислотными.

Почему оксид металла является основным?

Оксиды металлов являются основными по своей природе, потому что они реагируют с разбавленными кислотами с образованием соли и воды. они также растворяются в воде с образованием гидроксидов металлов, которые имеют щелочную природу. Эти гидроксиды металлов выделяют ионы ОН-, поэтому они являются основными.

Всегда ли оксиды металлов являются основными?

Оксиды металлов являются основными по своей природе, поскольку они реагируют с разбавленными кислотами с образованием соли и воды.Оксиды группы 1 и 2 имеют сильно щелочную природу, поэтому группа 1 называется щелочными металлами, а группа 2 — щелочноземельными металлами.

Какие оксиды металлов являются основными?

Все оксиды элементов групп 1 и 2 являются основными (кроме BeO), они реагируют с водой с образованием основания:

  • Оксид лития реагирует с водой с образованием гидроксида лития: Li2O(s) + h3O(l) → 2 Li+(aq) + 2 OH−(aq)
  • Оксид натрия реагирует с водой с образованием гидроксида натрия: Na2O(s) + h3O(l) → 2 NaOH(aq)

Когда оксиды металлов реагируют с кислотами и основаниями?

Оксиды металлов реагируют с кислотой с образованием соли и воды.

Все ли оксиды кислые?

На основании их кислотно-щелочных характеристик оксиды классифицируются как кислые, основные, амфотерные или нейтральные: оксид, который соединяется с водой с образованием кислоты, называется кислым оксидом. Оксид, который дает основание в воде, известен как основной оксид.

Являются ли оксиды металлов ковалентными или ионными?

Оксиды металлов являются ионными, потому что металл будет передавать электроны кислороду. Но оксиды неметаллов являются молекулярными, потому что два неметалла имеют общие электроны, образующие ковалентную связь.

Являются ли оксиды металлов кислотными?

Химические свойства Металлы образуют щелочные оксиды, а неметаллы образуют кислые оксиды. Например, сера и углерод являются неметаллами. Они реагируют с кислородом с образованием диоксида серы и диоксида углерода. Эти соединения представляют собой газы, присутствующие в воздухе и растворяющиеся в дождевой воде, делая ее кислой.

Реагируют ли оксиды металлов с основаниями?

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

Реагирует ли оксид металла с основанием?

оксидов металлов обычно являются основными по своей природе. поэтому, когда они реагируют с основанием, никаких изменений не происходит. поэтому, когда они реагируют с основаниями, образуются соль и вода, и они называются амфотерными оксидами.

В чем разница между кислотным оксидом и основным оксидом?

Кислотный оксид Кислотный оксид реагирует с водой и образует кислоту. Обычно это оксиды неметаллов.Основной оксид Основной оксид реагирует с водой с образованием основания. Примеры включают оксид большинства металлов, таких как Na 2 O, CaO, BaO. Амфотерный оксид

Какой из кислотных оксидов является самым сильным?

Оксид хлора (VII) также известен как семиокись дихлора, а оксид хлора (I) — как монооксид дихлора. Оксид хлора (VII): Оксид хлора (VII) является высшим оксидом хлора — атом хлора находится в максимальной степени окисления +7. Он продолжает тенденцию высших оксидов элементов периода 3 к тому, чтобы быть более сильными кислотами.

Являются ли оксиды металлов и неметаллов кислотами или основаниями?

Оксиды металлов являются основными, а оксиды неметаллов – кислотными.

Какие минералы находятся в оксиде?

Оксидный минерал. Класс оксидных минералов включает те минералы, в которых анион оксида (O2-) связан с одним или несколькими ионами металлов. Минералы, содержащие гидроксиды, обычно включаются в класс оксидов. Минералы со сложными анионными группами, такие как силикаты, сульфаты, карбонаты и фосфаты, классифицируются отдельно.

типов оксидов (8.1.2) | CIE IGCSE Chemistry Revision Notes 2020

Types of Oxides (8.1.2) | CIE IGCSE Chemistry Revision Notes 2020 | Сохранить мои экзамены

Печенье

Мы используем файлы cookie, чтобы улучшить ваш опыт на нашем веб-сайте. Продолжая просматривать сайт, вы соглашаетесь на использование нами файлов cookie.
Наша политика конфиденциальности

ОК, согласен


Классификация оксидов

Кислотные и основные оксиды

  • Кислые и основные оксиды имеют разные свойства и значения pH
  • Различие в их pH связано с тем, связаны ли они с металлом или с неметаллом Элемент
  • Металлический характер Элемента влияет на кислотное или щелочное поведение молекулы

металлов образуют основные оксиды и гидроксиды, в то время как неметалы образуют кислотные оксиды

Оксиды
  • кислоты с акидными акидами с формированными 9029.memale 9029.mele. Acide -vicides с 9029.
  • Они реагируют с основаниями с образованием соли и воды
  • При растворении в воде они образуют кислый раствор с низким рН оксиды

    • Основные оксиды образуются, когда металл 902 Элемент 30 соединяется с кислородом
    • Они реагируют с кислотами с образованием соли и воды
    • При растворении в воде они образуют основной раствор с высоким pH
    • Общие примеры включают NaOH, KOH и Ca(OH) 2

    Нейтральные и амфотерные оксиды

    Нейтральные оксиды

    • Некоторые оксиды не реагируют ни с кислотами, ни основаниями и, таким образом, считаются нейтральные
    • Примеры включают N 2 O, NO и CO
    9.
    18 A, NO и CO
9000 .9FOTREARIRICRIERIRIRICRIERIERIRIRIERIRIRIRIERIRIRIERIRIRIERIRIRIERIRIRIERIERIRIRIERIERIRIRIERIERIRIERIERIERIERIERIERIRIERIERIERIERIERIERIERS. Амфотерные оксиды представляют собой любопытную группу оксидов, которые могут вести себя как как как кислотные , так и основные , в зависимости от того, является ли другой реагент кислотой или основанием
  • В обоих случаях образуются соль и вода
  • Два наиболее общие амфотерные оксиды цинка оксида и алюминий оксида
  • в гидроксиды обоих этих элементов также ведут amphoterically
  • Пример оксида Нахождения алюминия в качестве основы:
  •  Al  2  O  3  + 6HCl → 2AlCl  3  + 3H  2  O 
    • Пример оксида алюминия, ведущего себя как cid:
     Al  2  O  3  + 2NaOH → 2NaAlO  2  + H  2  O 

    Автор: Франческа

    Фрэн преподает химию уровня A в Великобритании уже более 10 лет.В качестве руководителя научного отдела она использовала свою страсть к образованию, чтобы стимулировать совершенствование сотрудников и студентов, помогая им полностью раскрыть свой потенциал. Фрэн также была соавтором учебников по естественным наукам и работала экзаменатором в экзаменационных комиссиях Великобритании.


    © Copyright 2015-2022 Save My Exams Ltd. Все права защищены.
    НПА не участвовал в создании и не поддерживает ресурсы, созданные Save My Exams.

    Определения кислот и оснований и роль воды

    определений кислот и оснований
    и роль воды


    Свойства кислот и Базы по Бойлю

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

    1. Кислоты имеют кислый вкус.

    2. Кислоты вызывают коррозию.

    3. Кислоты изменяют цвет некоторых растительных красителей, таких как лакмуса от синего до красного.

    4. Кислоты теряют свою кислотность при соединении с щелочи.

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

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

    В 1661 г. Бойль суммировал свойства щелочей как следует.

    • Щелочи кажутся скользкими.
    • Щелочи меняют цвет лакмуса с красного на синий.
    • Щелочи становятся менее щелочными в сочетании с кислоты.

    По сути, Бойль определил щелочи как вещества, которые потребляют, или нейтрализовать, кислоты. Кислоты теряют свой характерный кислый вкус и способность растворять металлы при их смешивании со щелочами. Щелочи даже обращают вспять изменение цвета лакмуса. вступает в контакт с кислотой. Со временем щелочи стали известны как оснований , потому что они служат «базой» для получение определенных солей.


    Аррениус Определение кислот и оснований

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

      Н 2 О  
    NaCl( с ) Na + ( водный раствор ) + Cl ( водный раствор )

    Тремя годами позже Аррениус расширил эту теорию, предложив что кислоты являются нейтральными соединениями, которые ионизируют , когда они растворяются в воде с образованием ионов H + и соответствующих отрицательный ион.Согласно его теории, хлористый водород является кислотой, потому что при растворении в воде она ионизируется с образованием ионы водорода (H + ) и хлорида (Cl ) в виде показано на рисунке ниже.

      Н 2 О  
    HCl( г ) H + ( водный раствор ) + Cl ( водный раствор )

    Аррениус утверждал, что основания — это нейтральные соединения, которые либо диссоциировать или ионизироваться в воде с образованием ионов ОН и положительный ион.NaOH является основанием Аррениуса, так как диссоциирует в вода для получения гидроксида (OH ) и натрия (Na + ) ионы.

      Н 2 О  
    NaOH( с ) Na + ( водный раствор ) + OH ( водный раствор )

    Таким образом, Кислота Аррениуса представляет собой любое вещество, которое ионизируется при растворении в воде с образованием H + или водород, ион.

    Основание Аррениуса – это любое вещество, дающее ОН , или гидроксид, ион, когда он растворяется в воде.

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

    Эта теория объясняет сходные свойства кислот: Характерные свойства кислот обусловлены наличием ион H + образуется при растворении кислоты в воде.Это также объясняет, почему кислоты нейтрализуют основания и наоборот. кислоты обеспечивают ион H + ; базы обеспечивают OH ион; и эти ионы соединяются, образуя воду.

    H + ( водный раствор ) + OH ( водный раствор ) Н 2 О( л )

    Теория Аррениуса имеет несколько недостатков.

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


    Роль H + и OH Ионы в химии водных растворов

    Поскольку кислород ( EN = 3,44) гораздо более электроотрицательный чем водород ( EN = 2,20), электроны в H O связи в воде не распределяются поровну между водородом и кислородом атомы.Эти электроны притягиваются к атому кислорода в центре молекулы и вдали от атомов водорода на любой конец. В результате молекула воды имеет полярность . Кислород атом несет частичный отрицательный заряд (-), а атомы водорода несут частичный положительный заряд (+).

    Когда они диссоциируют с образованием ионов, молекулы воды поэтому образуют положительно заряженный ион H + и отрицательно заряженный ОН ион.

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

    Тот факт, что молекулы воды диссоциируют с образованием H + ионы ОН , которые затем могут рекомбинировать с образованием воды молекул, определяется следующим уравнением.


    До какой степени Вода диссоциирует с образованием ионов?

    При 25°С плотность воды составляет 0,9971 г/см 3 , или 0,9971 г/мл. Таким образом, концентрация воды составляет 55,35 молярных.

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

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


    Оперативный Определение кислот и оснований

    Тот факт, что вода диссоциирует с образованием H + и OH ионов в обратимой реакции является основой для оперативного определение кислот и оснований, которое является более мощным, чем определения, предложенные Аррениусом.В оперативном смысле кислота это любое вещество, которое увеличивает концентрацию H + ион при растворении в воде. Основание — любое вещество что увеличивает концентрацию иона ОН при он растворяется в воде.

    Эти определения связывают теорию кислот и оснований с простой лабораторный тест на кислоты и щелочи. Чтобы решить, является ли соединение является кислотой или основанием, мы растворяем его в воде и проверяем решение, чтобы увидеть, является ли H + или OH концентрация ионов увеличилась.


    Типичные кислоты и Основания

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

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

    Гидриды металлов , с другой стороны, содержат водород привязан к металлу. Поскольку эти соединения содержат водород в степень окисления -1, они диссоциируют в воде с образованием H . (или гидрид) ион.

    Ион H со своей парой валентных электронов может отделить ион H + от молекулы воды.

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

    Похожая картина наблюдается в химии оксидов. образованные металлами и неметаллами. Оксиды неметаллов растворяются в воде с образованием кислот. CO 2 растворяется в воде с образованием угольная кислота, SO 3 дает серную кислоту, а P 4 O 10 реагирует с водой с образованием фосфорной кислоты.

    Оксиды металлов , с другой стороны, являются основаниями.Металл оксиды формально содержат ион O 2-, который реагирует с воды с образованием пары ионов ОН .

    Таким образом,

    Оксиды металлов соответствуют рабочему определению основание.

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

    Гидроксиды неметаллов , такие как хлорноватистая кислота (HOCl), являются кислотами.

    В таблице ниже приведены тенденции, наблюдаемые в этих трех категории соединений. Гидриды металлов, оксиды металлов и металл гидроксиды являются основаниями. Гидриды неметаллов, оксиды неметаллов и гидроксиды неметаллов являются кислотами.

    Типичные кислоты и основания

    Кислоты Основания
    Гидриды неметаллов
    HF, HCl, HBr, HCN,
    HSCN, H 2 S
    Гидриды металлов
    HI, LiH, NaH,
    KH, MgH 2 , CaH 2
    Оксиды неметаллов
    CO 2 , SO 2 , SO 3 ,
    НЕТ 2 , П 4 О 10
    Оксиды металлов
    Li 2 O, Na 2 O, K 2 O,
    МдО, СаО
    Гидроксиды неметаллов
    HOCl, HONO 2 ,
    O 2 S(OH) 2 , OP(OH) 3
    Гидроксиды металлов
    LiOH, NaOH, KOH,
    Ca(OH) 2 , Ba(OH) 2

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

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


    Почему металл Гидроксиды Основания и Гидроксиды Неметаллов Кислоты?

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

    Разница между электроотрицательностью натрия и кислород очень большой ( EN = 2,5). В результате электроны в NaO облигации не делятся поровну на эти электроны притягиваются к более электроотрицательному атому кислорода. Следовательно, NaOH диссоциирует с образованием Na + и OH . ионов при растворении в воде.

    Мы получаем совершенно другой узор, когда применяем один и тот же процедура до хлорноватистой кислоты, HOCl, типичного неметалла гидроксид.

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

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

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


    Br нстед Определение кислот и оснований

    Модель Брнстеда или Брнстеда-Лоури основана на простой предположение: Кислоты отдают ионы H + другой ион или молекула, действующая как основание . диссоциация воды, например, включает перенос H + ион от одной молекулы воды к другой с образованием H 3 O + ионы ОН .

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

    Поскольку это протон, ион H + имеет несколько порядков по величине меньше самого маленького атома. В результате заряд на изолированном ионе H + распределяется по таким небольшое пространство, которое притягивает этот ион H + к любому источнику отрицательного заряда, который существует в растворе. Таким образом, в момент рождения иона H + в водного раствора, он связывается с молекулой воды.Брнстед модель, в которой ионы H + переносятся от одного иона или молекулы к другой, поэтому имеет больше смысла, чем Теория Аррениуса, предполагающая существование ионов H + в водный раствор.

    Даже модель Брнстеда наивна. Каждый ион H + , кислота, отдающая воде, на самом деле связана с четырьмя соседними молекул воды, как показано на рисунке ниже.

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

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

    HCl выступает в качестве донора H + -иона в этой реакции, а H 2 O действует как акцептор ионов H + .Кислота Бренстеда поэтому любое вещество (например, HCl), которое может дать H + ион к основанию. База Brnsted — это любое вещество (например, H 2 O), которые могут принимать ион H + из кислота.

    Есть два способа назвать ион H + . Некоторый химики называют его ионом водорода; другие называют его протоном. Как В результате кислоты Бренстеда известны как ион водорода доноры или доноры протонов .Основания Бренстеда представляют собой 90 653 иона водорода. акцепторы или акцепторы протонов .

    С точки зрения модели Бренстеда реакции между кислоты и основания всегда связаны с переносом H + ион от донора протона к акцептору протона. Кислоты могут быть нейтральные молекулы.

    Они также могут быть положительными ионами

    или отрицательные ионы.

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

    оснований Бренстеда можно идентифицировать по их структурам Льюиса. Согласно модели Бренстеда, основанием является любой ион или молекула. который может принять протон.Чтобы понять последствия этого определение, посмотрите, как прототип базы, OH ион, принимает протон.

    Единственный способ принять ион H + — это образовать ковалентная связь с ним. Для образования ковалентной связи с H + ион, не имеющий валентных электронов, основание должно обеспечивать оба электронов, необходимых для образования связи.Таким образом, только соединения, имеют пары несвязывающих валентных электронов, могут действовать как Н + -ион акцепторы, или основания Бренстеда.

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

    Модель Брнстеда расширяет список потенциальных баз до включают любой ион или молекулу, содержащую одну или несколько пар несвязывающие валентные электроны.Бренстедовское определение базы относится к такому количеству ионов и молекул, что почти легче считать вещества, такие как следующие, которые не могут быть Brnsted оснований, потому что у них нет пар несвязывающих валентностей электроны.

     


    Роль воды в теория Бренстеда

    Теория Бренстеда объясняет роль воды в кислотно-щелочном реакции.

    • Вода диссоциирует с образованием ионов путем переноса H + ион от одной молекулы, действующей как кислота, к другой молекула, выступающая в качестве основания.
    H 2 O( л ) + Н 2 О( л ) H 3 O + ( водный ) + ОН ( водный )
    кислота   база      
    • Кислоты реагируют с водой, выделяя ион H + к нейтральной молекуле воды с образованием H 3 O + ион.
    HCl( г ) + Н 2 О( л ) H 3 O + ( водный ) + Класс ( водный )  
    кислота   база        
    • Основания реагируют с водой, принимая ион H + из молекулы воды с образованием иона ОН .
    НХ 3 ( водный ) + Н 2 О( л ) NH 4 + ( водный ) + ОН ( водный )
    база   кислота      
    • Молекулы воды могут выступать в качестве промежуточных звеньев в кислотно-основных реакциях. реакции с получением ионов H + из кислоты
    HCl( г ) + Н 2 О( л ) H 3 O + ( водный ) + Класс ( водный )

    , а затем теряя эти ионы H + на основание.

    НХ 3 ( водный ) + H 3 O + ( водный ) NH 4 + ( водный ) + Н 2 О( л )

    Модель Бренстеда можно распространить на кислотно-щелочные реакции в другие растворители.Например, есть небольшая тенденция в жидкости аммиак для переноса иона H + из одного NH 3 молекулы к другой с образованием NH 4 + и NH 2 ионы.

    2 НХ 3 НХ 4 + + НХ 2

    По аналогии с химией водных растворов заключаем что кислоты в жидком аммиаке включают любой источник NH 4 + ион и что основания включают любой источник NH 2 ион.

    Модель Брнстеда может быть распространена даже на реакции, которые не встречаются в растворе. Классический пример газовой фазы кислотно-щелочная реакция возникает при открытой таре с затем проводят концентрированную соляную кислоту и водный раствор аммиака. друг другу. Вскоре образуется белое облако хлорида аммония. газ HCl, выделяющийся из одного раствора, реагирует с NH 3 газ от другого.

    HCl( г ) + NH 3 ( г ) NH 4 Cl( с )

    Эта реакция включает перенос иона H + из HCl в NH 3 и, следовательно, является кислотно-основной кислотой Бренстеда. реакция, даже если она протекает в газовой фазе.

    Использование химических реакций для получения соли

    Нейтрализация

    Реакция между кислотой и основанием называется нейтрализацией. Именно так работают лекарства от расстройства желудка — они содержат химические вещества, которые вступают в реакцию с избытком желудочной кислоты и нейтрализуют ее. Промышленность использует этот же метод для производства широкого спектра солей и продуктов.

    Вот как работает нейтрализация:

    Кислые растворы содержат ионы водорода (H + ).
    Щелочные растворы содержат ионы гидроксида (ОН ).

    Вот уравнение реакции между кислотой и щелочью:

    Кислота + щелочь → соль + вода

    Ионное уравнение для всех реакций нейтрализации:

    H + (водн.) + OH (водн.) → H 2 O(л)

    Тип соли, образующейся в ходе реакции, зависит от используемых кислоты и щелочи.

    Кислоты, щелочи и соли, которые они производят

    При нейтрализации соляной кислоты образуются хлоридные соли.

    Соляная кислота + гидроксид натрия → хлорид натрия + вода

    Нейтрализация азотной кислоты дает нитратные соли.

    Азотная кислота + гидроксид калия → нитрат калия + вода.

    При нейтрализации серной кислоты образуются сульфатные соли.

    Серная кислота + гидроксид натрия → сульфат натрия + вода.

    Получение солей из оксидов металлов

    Оксиды металлов

    также могут использоваться в качестве оснований и вступать в реакцию с кислотами с образованием солей и воды.

    Вот уравнение реакции между кислотой и металлическим основанием:

    Оксид металла + кислота → соль + вода

    Например:
    Оксид меди (CuO) + соляная кислота (2HCl) → хлорид меди (CuCl 2 ) + вода (H 2 0)

    В то время как довольно активные металлы могут реагировать с кислотами с образованием соли и водорода, соли очень нереакционноспособных металлов, таких как медь, не могут быть получены таким образом, потому что эти металлы не реагируют с кислотами.

    И соли очень реакционноспособных металлов, таких как натрий, не могут быть получены таким способом, потому что реакция между металлом и кислотой слишком бурная, чтобы ее можно было безопасно проводить.

    Получение соли из реакций осаждения

    Некоторые нерастворимые соли могут быть получены в результате реакции между двумя растворами. Сульфат бария — нерастворимая соль. Его можно получить реакцией между растворами хлорида бария и сульфата натрия.
    Например:
    хлорид бария + сульфат натрия → сульфат бария + хлорид натрия

    Реакции осаждения можно использовать для удаления нежелательных ионов из растворов. Этот метод используется для очистки питьевой воды и очистки сточных вод.

    Получение солей из карбонатов металлов

    Кислоты могут быть нейтрализованы карбонатами металлов с образованием солей. Большинство карбонатов металлов нерастворимы, поэтому они являются основаниями, но не щелочами.

    При нейтрализации кислот карбонатами металлов образуются соль, вода и углекислый газ. Это означает, что такие породы, как известняк, содержащие карбонатные соединения, повреждаются кислотными дождями.

    Вот слово уравнение реакции:

    Карбонат металла + кислота → соль + вода + диоксид углерода

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

    Свойства оксидов

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

    Основные оксиды

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

    1. Реакция с водой:

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

    2.реагировать с кислотами:

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

    3. реагируют с кислыми оксидами: образуют соли

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

    Кислотные оксиды

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

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

    — химическая реакция с водой

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

    — реакция со щелочами (основаниями):

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

    — реакция с основными оксидами:

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

    Оксиды амфотерные

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

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

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

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

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

    Получение оксидов

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

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

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

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

    Fe(OH) 2 → FeO+H 2 O

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

    2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 О,
    а также разложение отдельных кислот:

    H 2 CO 3 → H 2 O+CO 2 — разложение угольной кислоты

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

    Производство оксидов может осуществляться из солей металлов при сильном нагревании:

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

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

    Другой способ получения оксидов с окислительно-восстановительной реакцией, например

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

    S + 2H 2 SO 4 (конц.)→ 3SO 2 + 2H 2 O

    Оксиды хлора

    Молекула не ClO 2 Молекула Cl 2 O 7 Закись азота N Диоксид 2 ONitrogen N 2 O 3 Азот ангидрид N 2 O 5 Коричневый газ NO 2

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

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

    Так, Cl 2 O — кислый хлороксид хлорноватистой кислоты.

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

    ClO 2 кислота окись хлора хлорноватистая и хлорноватистая кислоты так как при химической реакции с водой образуются две кислоты:

    ClO 2 + H 2 O → HClO 2 + HClO 3

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

    Cl 2 O 6 + H 2 O → HClO 3 + HClO 4
    Наконец, Cl 2 O 7 представляет собой бесцветную жидкость кислый оксид хлора хлористоводородной кислоты:

    Cl 2 O 6 + H 2 O→ HClO 3 + HClO 4

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

    Cl 2 O 7 + H 2 O→ 2HClO 4

    Оксиды азота

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

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

    — N 2 O 3 азотистый ангидрид бесцветное кристаллическое вещество

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

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

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

    Рассмотрим некоторые из химических свойств оксидов азота : Реакция с водой:

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

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

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

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

    2НО + О 2 → 2НО 2

    Оксиды железа

    Железо образует два оксида : FeO — оксид железа (двухвалентный) — черный порошок, который получают восстановлением оксида железа (трехвалентного) монооксидом углерода по следующей химической реакции:

    Fe 2 O 3 +CO → 2FeO+CO 2

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

    4FeO +O 2 → 2Fe 2 O 3

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

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

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

    Диоксид серы

    Сернистый газ SO 2

    Сернистый газ SO 2 — или сернистый газ кислые оксиды , но кислоты не образует, хотя прекрасно растворим в воде л серы — в 40л оксида (для удобства составления химических уравнений такой раствор называют серной кислотой).

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

    2SO 2 +O 2 → 2SO 3

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

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

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

    2NaOH + SO 2 → Na 2 SO 3 + H 2 O

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

    0 comments on “Оксид плюс основание: 10. Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.

    Добавить комментарий

    Ваш адрес email не будет опубликован.