Увеличение основности высших оксидов. химия

Свойства элементов 2-го периода

Задача 773. 
Чем объясняется отличие свойств элементов 2-го периода от свойств их электронных аналогов в последующих периодах?Решение:
Отличие свойств элементов 2-го периода от свойств их электронных аналогов в последующих периодах объясняется
тем, что атомы элементов 2-го периода во внешнем электронном слое не содержат d-подуровень. Например, элементы главной подгруппы VI группы: О, S, Se, Te, Po являются электронными аналогами, так как их атомы содержат на внешнем электронном слое по шесть электронов, два на s- и четыре на р- подуровне. Электронная конфигурация их валентного слоя имеет вид:  ns2np4. Атом кислорода отличается от атомов других элементов подгруппы отсутствием d-подуровня во внешнем электронном слое:

Такая электронная структура атома кислорода не позволяет атому распаривать электроны, поэтому ковалентность кислорода, как правило, равна 2 (число неспаренных валентных электронов). Здесь возрастание числа неспаренных электронов возможно только путём перевода электрона на следующий энергетический уровень, что, естественно, сопряжено с большой затратой энергии. Атомы элементов последующих периодов +16S,  +34Se, +52Te и +84Po на валентном электронном слое имеют свободные d-орбитали:

Такая электронная структура атомов позволяет атомам данных элементов распаривать электроны, поэтому в возбуждённом состоянии число неспаренных электронов увеличивается за счёт перевода s- и р- электронов на свободные d-орбитали. В связи с этим указанные элементы проявляют ковалентность равную не только 2, но и 4, и 6:

а) (ковалентность – 4)

б) (ковалентность – 4)

Поэтому в отличие от атома кислорода атомы серы, селена и теллура могут участвовать в образовании не только двух, но также четырёх или шести ковалентных связей. Аналогично ведут себя атомы других периодов, также обладающие незанятыми d- орбиталями, могут переходить в возбуждённое состояние и образовывать дополнительное число неспаренных электронов.

Кислотные свойства высших оксидов

Высшие оксиды – это соединения элементов с более высокими степенями окисления. Как правило, они обладают кислотными свойствами, то есть они могут образовывать кислотные растворы при взаимодействии с водой.

• Оксиды не металлов. Эти соединения образуют кислотные растворы, так как обладают кислородными и не металлами составляющими. Примером такого оксида является диоксид серы (SO₂), который взаимодействуя с водой образует серную кислоту (H₂SO₄).

• Оксиды металлов. Большинство оксидов металлов являются основаниями, а не кислотами. Однако, некоторые из них обладают амфотерными свойствами, то есть они могут проявлять и кислотные, и основные свойства. Например, оксид алюминия (Al₂O₃), взаимодействуя с кислотой, ведет себя как основание, а с основанием – как кислота.

Кислотные свойства высших оксидов объясняются наличием в составе этих соединений одного или нескольких кислородных атомов. При взаимодействии с водой, кислородные атомы тяготеют к протонам, образуя кислотные ионные группы.

1. Первое кислотное свойство высших оксидов — это образование кислотных растворов при растворении в воде.
2. Второе свойство — способность высших оксидов реагировать с основаниями, сопровождаясь образованием солей.
3. Третье свойство заключается во взаимодействии высших оксидов с кислотами, образуя соли.

Таким образом, кислотные свойства высших оксидов связаны с наличием кислорода в их составе, который может образовывать кислотные группы при взаимодействии с водой и другими химическими соединениями.

Оксид	Название	Кислотное свойство
SO2	Диоксид серы	Взаимодействует с водой, образуя серную кислоту
Al2O3	Оксид алюминия	Взаимодействует как с кислотами, так и с основаниями

Физические и химические свойства простых веществ элементов главных подгрупп

Задача 775. 
Каковы общие закономерности изменения физических и химических свойств простых веществ, образуемых элементами главных подгрупп периодической системы элементов: а) в периоде; б) в группе?Решение:а) в периоде. 
В периодах (слева направо) — заряд ядра возрастает, число электронных уровней не меняется и равно номеру периода, число электронов на внешнем слое  возрастает, радиус атома уменьшается, восстановительные свойства уменьшаются, окислительные свойства возрастают, высшая степень окисления растет от +1 до +7, низшая степень окисления растет от -4 до +1, металлические свойства веществ ослабевают, неметаллические свойства — усиливаются. Это связано с увеличением числа электронов на последнем слое. В периодах слева направо у высших оксидов и их гидратов основные свойства уменьшаются, а кислотные увеличиваются.

б) в группе.
В главных подгруппах (сверху вниз) — заряд ядра возрастает, число электронных уровней возрастает, число электронов на внешнем слое  не меняется и равно номеру группы, ради-ус атома увеличивается, восстановительные свойства увеличиваются, окислительные свойства уменьшаются, высшая степень окисления постоянна и равна номеру группы, низшая степень окисления не изменяется и равна (- №группы), металлические свойства веществ усиливаются, неметаллические свойства — ослабевают.. Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I — III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII — кислотные. В каждой главной подгруппе ( кроме VIII) сверху вниз усиливается основной характер оксидов и гидроксидов, кислотные же свойства ослабевают.

Это связано с увеличением числа электронных слоёв, а следовательно с уменьшением сил притяжения электронов последнего слоя к ядру.

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов 

Задача 776. 
Как изменяются кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства высших оксидов и гидроксидов элементов с ростом заряда их ядер: а) в пределах периода; б) в пределах группы?Решение:
а) В пределах периода с ростом заряда ядер атомов элементов кислотно-основные свойства их высших оксидов изменяются следующим образом, уменьшается способность к образованию кислот. Изменение кислотно-основных свойств по периоду хорошо можно проследить на примере следующих соединений элементов третьего периода:

Окислительно-восстановительные свойства по периодам с ростом зарядов атомов элементов изменяются следующим образом, ослабевают восстановительные и усиливаются окислительные свойства элементов. Например, в третьем периоде восстановительная способность уменьшается в последовательности: Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, а окислитель-ная способность растёт в последовательности: NaOH, Mg(OH)₂, Al(OH)₃, H₃PO₄, H₂SO₄, HClO₄. Кислотно-восстановительные свойства элементов зависят от числа проявленных ими степеней окисления. По периоду число проявленных элементами степеней окисленности закономерно возрастают: Na проявляет две степени окисленности (0 и +1), Cl – семь (0, -1, +1, +3, +4, +5, +6, +7).

б) В группах с ростом зарядов ядер атомов элементов кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов изменяются следующим образом, усиливаются основные свойства и ослабевают кислотные. Например, в группах электроположительных элементов нарастает сила оснований: Ве(ОН)₂ является амфотерным соединением, а Ва(ОН)₂ — сильное основание. По группам с ростом зарядов атомов элементов восстановительная способность высших оксидов и гидроксидов элементов нарастает, а окислительная — уменьшается, например, у элементов VII-й группе (HClO₄, HBrO₄, HIO₄) самый сильный восстановитель HClO₄, а самый слабый — HIO₄. Во II-й группе (ВеО, MgO, CaO, SrO, BaO) самым сильным восстановителем является ВаО, а самым слабым – ВеО.

Номенклатура

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

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

Радиус атома

Рассмотрим, как меняется атомный радиус. Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.

Радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.

Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .

Орбитальный радиус – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления наружных электронов.

Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.

Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.

Например, в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.

Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.

Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:

Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.

Например, в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.

В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.

В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.

В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.

В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.

Пример. Выберите три элемента, которые в Периодической системе находятся в одной группе, и расположите эти элементы в порядке увеличения радиуса  атома 1) O         2) Se       3) F       4) S       5) Na

Решение:  В одной группе Периодической системы находятся элементы кислород O, селен Se и сера S. В группе снизу вверх атомный радиус уменьшается, а сверху вниз – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: O, S, Se или 142. Ответ: 142

Пример. Выберите три элемента, которые в Периодической системе находятся в одном периоде, и расположите эти элементы в порядке уменьшения радиуса атома   1) K         2) Li       3) F       4) B       5) Na

Решение:  В одном периоде Периодической системы находятся элементы литий Li, фтор F и натрий Na. В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: Li, B, F или 243. Ответ: 243

Пример. Из указанных в ряду химических элементов выберите три р-элемента. Расположите выбранные элементы в порядке уменьшения радиуса их атомов. 1) Ca   2) P   3) N   4) О   5) Ti

Решение:  p-элементы это фосфор Р, азот N, кислород О. В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. В группе — сверху вниз увеличивается. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 234. Ответ: 234

Рассмотрим закономерности изменения радиусов ионов: катионов и анионов.

Катионы – это положительно заряженные ионы. Катионы образуются, если атом отдает электроны.

Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается.

Например, радиус иона Na+ меньше радиуса атома натрия Na:

Анионы – это отрицательно заряженные ионы. Анионы образуются, если атом принимает электроны.

 Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома.

Радиусы ионов также зависят от числа заполненных энергетических уровней в ионе и от заряда ядра.

Например, радиус иона Cl– больше радиуса атома хлора Cl.

Изоэлектронные ионы – это  ионы с одинаковым числом электронов. Для изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус.

Например: частицы Na+ и F‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия +11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na+ меньше радиуса иона F ‒.

Способы получения

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

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

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

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

Использование высших оксидов в промышленности

Высшие оксиды находят широкое применение в индустрии. Например, перекись водорода (H₂O₂) используется для отбеливания бумаги и текстиля, для очистки воды и медицинских инструментов. Кроме того, они применяются в производстве красителей, лаков и катализаторов.

Оксид азота (NO_x) находит применение в производстве удобрений, а также в качестве катализатора для синтеза аммиака и производства нитратов. Кроме того, NO_x используется как ингредиент в пластмассах и красках.

Оксид серы (SO_x) является продуктом сгорания топлива и других промышленных процессов. Он используется для производства серной кислоты, которая является одним из основных продуктов химической промышленности. SO_x также применяется в качестве катализатора для синтеза неорганических продуктов и для очистки газовых выбросов.

Важно отметить, что использование высших оксидов может негативно сказаться на окружающей среде, поэтому необходимо соблюдать соответствующие меры предосторожности и правила экологической безопасности при их применении. Итак, высшие оксиды имеют широкий спектр применения в промышленности и играют важную роль в многих производственных процессах

Итак, высшие оксиды имеют широкий спектр применения в промышленности и играют важную роль в многих производственных процессах.

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Еще в школе, сидя на уроках химии, все мы помним таблицу на стене класса или химической лаборатории. Эта таблица содержала классификацию всех известных человечеству химических элементов, тех фундаментальных компонентов, из которых состоит Земля и вся Вселенная. Тогда мы и подумать не могли, что таблица Менделеева бесспорно является одним из величайших научных открытий, который является фундаментом нашего современного знания о химии.

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

На первый взгляд, ее идея выглядит обманчиво просто: организовать химические элементы в порядке возрастания веса их атомов. Причем в большинстве случаев оказывается, что химические и физические свойства каждого элемента сходны с предыдущим ему в таблице элементом. Эта закономерность проявляется для всех элементов, кроме нескольких самых первых, просто потому что они не имеют перед собой элементов, сходных с ними по атомному весу. Именно благодаря открытию такого свойства мы можем поместить линейную последовательность элементов в таблицу, очень напоминающую настенный календарь, и таким образом объединить огромное количество видов химических элементов в четкой и связной форме. Разумеется, сегодня мы пользуемся понятием атомного числа (количества протонов) для того, чтобы упорядочить систему элементов. Это помогло решить так называемую техническую проблему «пары перестановок», однако не привело к кардинальному изменению вида периодической таблицы.

В периодической таблице Менделеева все элементы упорядочены с учетом их атомного числа, электронной конфигурации и повторяющихся химических свойств. Ряды в таблице называются периодами, а столбцы группами. В первой таблице, датируемой 1869 годом, содержалось всего 60 элементов, теперь же таблицу пришлось увеличить, чтобы поместить 118 элементов, известных нам сегодня.

Периодическая система Менделеева систематизирует не только элементы, но и самые разнообразные их свойства. Химику часто бывает достаточно иметь перед глазами Периодическую таблицу для того, чтобы правильно ответить на множество вопросов (не только экзаменационных, но и научных).

The YouTube ID of 1M7iKKVnPJE is invalid.

Закономерности изменения свойств элементов

Элемент ЕГЭ: 1.2.1. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам.

Содержание (быстрый переход):

Современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева: свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома, равного порядковому номеру элемента.

Периодическая система химических элементов — естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением Периодического закона Д.И. Менделеева. Она представляет собой таблицу, состоящую из периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов.

Периоды (горизонтальные ряды)

Период — горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов, начинающийся щелочным металлом (1-й период — водородом) и заканчивающийся инертным газом.

Современная Периодическая система включает 7 периодов. Каждый период начинается элементом, в атоме которого впервые появляется электрон на соответствующем энергетическом уровне (водород или щелочной элемент), и заканчивается элементов, в атоме которого до конца заполнен уровень с тем же номером (благородный газ).

В группе:

• число электронов на последнем электронном уровне (ЭУ) не изменяется;
• радиусы атомов в целом возрастают;
• электроотрицательность (способность атома в соединении удерживать электроны) в целом уменьшается;
• металлические и восстановительные свойства простых веществ усиливаются;
• неметаллические и окислительные свойства простых веществ ослабевают;
• основные свойства оксидов и гидроксидов в целом усиливаются;
• кислотные свойства оксидов и гидроксидов в целом ослабевают.

Группы (вертикальные столбцы)

Группа — вертикальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов, имеющих одинаковую электронную конфигурацию внешних энергетических уровней.

В короткопериодном варианте Периодической системы — 8 групп. Они разделены на подгруппы А (главные) и Б (побочные). Главные подгруппы содержат s- и р-элементы. Побочные подгруппы содержат d- и f-элементы.

В длиннопериодном варианте Периодической системы — 18 групп. Их обозначают или так же, как в короткопериодном варианте, или просто номерами от 1 до 18 (например, группа IA или 1, VIIБ или 17).

В периоде:

• увеличивается число электронов на последнем ЭУ (от 1 до 8);
• число ЭУ не изменяется;
• радиусы атомов в целом уменьшаются;
• электроотрицательность (способность атома в соединении удерживать электроны) увеличивается;
• металлические и восстановительные свойства простых веществ ослабевают;
• неметаллические и окислительные свойства простых веществ усиливаются;
• основные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают;
• кислотные свойства оксидов и гидроксидов усиливаются.

Пример № 1. Сера.

Пример № 2. Титан.

Периодическое изменение свойств элементов и их соединений (наглядно)

Распределение элементов на металлы и неметаллы

Чёткой границы нет. Есть элементы с переходными свойствами.

(с) В учебных целях использованы цитаты из пособий: «Химия / Н. Э. Варавва, О. В. Мешкова. — Москва, Эксмо (ЕГЭ. Экспресс-подготовка)» и «Химия : Новый полный справочник для подготовки к ЕГЭ / Е.В. Савинкина. — Москва, Издательство АСТ».

Вы смотрели Справочник по химии «Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам». Выберите дальнейшее действие:

• Перейти к Списку конспектов по химии (по классам)
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии
• Конспект урока в 8 классе «Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов»

Окислительные свойства высших оксидов

Высшие оксиды, или пероксиды, обладают окислительными свойствами, которые могут проявляться в различных реакциях и процессах. Они способны окислять другие вещества, передавая им свои кислородные атомы или группы.

Окислительные свойства высших оксидов имеют большое практическое значение в различных областях, включая химическую промышленность, медицину и экологию. Рассмотрим несколько примеров реакций, демонстрирующих окислительные способности пероксидов.

• Окисление органических веществ. Высшие оксиды, такие как перекись водорода (Н₂О₂) или пероксид бария (BaO₂), могут служить сильными окислителями в органических реакциях. Они способны окислять органические соединения, например, алканы, алкены, алкоголи и другие, превращая их в соответствующие оксиды.
• Утилизация токсичных веществ. Окислительные свойства высших оксидов широко используются для утилизации токсичных веществ в промышленности и экологии. Например, пероксид водорода используется для окисления и разложения опасных органических соединений, таких как фенолы или нитробензолы, в менее опасные продукты.
• Беление и отбеливание. Некоторые высшие оксиды, включая перекись водорода и пероксид карбамида, широко применяются в качестве отбеливающих агентов в текстильной и пищевой промышленности. Они способны окислять органические пигменты и пятна, придавая материалам более белый и чистый вид.

Для проведения окислительных реакций с высшими оксидами необходимо обеспечить определенные условия, такие как наличие катализаторов или определенных реагентов

Также требуется соблюдение мер предосторожности, так как окислительные свойства пероксидов могут быть опасными и вызывать взрывы или пожары в неконтролируемых условиях

Страницы

• Главная страница
• ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
• 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 2.1 Вещества. Атомы
• 2.2 Размеры атомов
• 2.3 Молекулы. Химические формулы
• 2.4 Простые и сложные вещества
• 2.5 Валентность элементов
• 2.6 Моль. Молярная масса
• 2.7 Закон Авогадро
• 2.8 Закон сохранения массы веществ
• 2.9 Вывод химических формул
• 3.1 Строение атома. Химическая связь
• 3.2 Строение атома
• 3.4 Строение электронной оболочки атома
• 3.5 Периодическая система химических элементов
• 3.6 Зависимость свойств элементов
• 3.7 Химическая связь и строение вещества
• 3.8 Гибридизация орбиталей
• 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
• 3.10 Степени окисления элементов
• 4.1 Классификация химических реакций
• 4.2 Тепловые эффекты реакций
• 4.3 Скорость химических реакций
• 4.4 Необратимые и обратимые реакции
• 4.5 Общая классификация химических реакций
• НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
• 5.2 Количественная характеристика состава растворов
• 5.3 Электролитическая диссоциация
• 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
• 5.5 Диссоциация воды
• 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
• 5.7 Гидролиз солей
• 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 6.2 Кислоты, их свойства и получение
• 6.3 Амфотерные гидроксиды
• 6.4 Соли, их свойства и получение
• 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
• 6.6 Понятие о двойных солях
• 7.1 Металлы и их соединения
• 7.2 Электролиз
• 7.3 Общая характеристика металлов
• 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
• 7.5 Алюминий
• 7.6 Железо
• 7.7 Хром
• 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
• 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
• 8.2 Водород, его получение
• 8.3 Галогены. Хлор
• 8.4 Халькогены. Кислород
• 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
• 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
• 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
• 8.8 Фосфор и его соединения
• 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
• 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
• ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
• 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
• 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
• 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
• 9.4 Понятие о циклоалканах
• 9.5 Непредельные углеводороды
• 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
• 9.7 Алкины
• 9.8 Ароматические углеводороды
• 9.9 Природные источники углеводородов
• 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
• 10.2 Фенолы
• 10.3 Альдегиды
• 10.4 Карбоновые кислоты
• 10.5 Сложные эфиры. Жиры
• 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
• 10.7 Углеводы
• 11.1 Амины. Аминокислоты
• 11.2 Белки
• 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
• 11.4 Нуклеиновые кислоты
• 12.1 Высокомолекулярные соединения
• 12.2 Синтетические волокна

Химические свойства кислотных оксидов

Кислотные оксиды обладают рядом химических свойств:

Кислотные оксиды вступают в реакцию с водой, в результате с которой образуют кислоты:

CO₂ (углекислый газ)+H₂ O (вода)=H₂ CO₃ (угольная кислота)

Cуществуют оксиды, которые не вступают в реакцию с водой, например, оксид кремния – SiO₂

Кислотные оксиды могут взаимодействовать с другими видами оксидов – основными, образуя при этом соли:

SO₃ (кислотный оксид)+Na₂ O (основной оксид)=Na₂ So₄ (соль – сульфат натрия)

Также кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями, в результате чего образуются соли:

SO₃ (кислотный оксид)+2NaOH (основание)=Na₂ SO₄ (соль- сульфат натрия)+H₂ O (вода)

Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:

Na₂ SO₄ (сульфат натрия)+2H₂ O (вода)+SO₃ (оксид серы)=2NaHSO₄ (кислая соль – гидросульфат натрия)+H₂ O (вода)

Нелетучие кислотные оксиды в солях имеют способность замещать летучие оксиды:

SiO₂ (оксид кремния)+Na₂ CO₃ (карбонат натрия)3+Na₂ SiO₃ (соль – метасиликат натрия)+CO2

Кислотные оксиды могут образовываться при разложении в результате нагревания сложных веществ, содержащих кислород, – кислот, нерастворимых оснований, солей:

H₂ SiO₃ (кремниевая кислота)=SiO₂ (оксид кремния)+H₂ O (вода).
Рис. 3. Кремниевая кислота.

Что мы узнали?

Кислотные оксиды – вещества, образованные из атомов кислорода и неметаллов или переходных металлов. Они могут взаимодействовать и вступать в реакцию с водой, основными оксидами, основаниями, а нелетучие оксиды имеют способность в солях заменять летучие оксиды.

1. /10

   Вопрос 1 из 10