что значит формула высшего оксида

Формула оксидов.

Классификация оксидов.

По классификации оксидов, солеобразующими оксидами являются те оксиды, которые могут взаимодействовать с кислотами либо основаниями с возможностью появления соответствующей соли и воды. Солеобразующими оксидами называют:

Основные оксиды, зачастую образующиеся из металлов со степенью окисления +1, +2. Могут реагировать с кислотами, с кислотными оксидами, с амфотерными оксидами, с водой (только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов). Элемент основного оксида становится катионом в образующейся соли. Na₂O, CaO, MgO, CuO.

Примечание: металл менее активный, чем алюминий.

Амфотерные оксиды, образуют металлы со степенью окисления от +3 до +5 (к амфотерным оксидам относятся также BeO, ZnO, PbO, SnO). Реагируют с кислотами, щелочами, кислотными и основными оксидами.

При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства: ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O

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

Несолеобразующие оксиды не вступают в реакцию ни с кислотами, ни с основаниями, а значит, солей не образуют. N₂O, NO, CO, SiO.

В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, названия оксидов складываются из слова оксид и названия второго химического элемента (с меньшей электроотрицательностью) в родительном падеже:

Если элемент может образовывать несколько оксидов, то в их названиях следует указать степень окисления элемента:

Можно использовать латинские приставки для обозначения числа атомов элементов, которые входят в молекулу оксида:

Часто используются также тривиальные названия некоторых оксидов:

Источник

Урок №43. Оксиды: классификация, номенклатура, свойства, получение, применение

Сегодня мы начинаем подробное знакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганические вещества по составу делятся, как вы уже знаете, на простые (металлы и неметаллы) и сложные:

А – кислотный остаток

ОН – гидроксильная группа

Сложные неорганические вещества подразделяют на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Мы начинаем с класса оксидов.

ОКСИДЫ

оксид углерода ( II )

оксид марганца (VII )

Классификация оксидов

Все оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие или безразличные.

4). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II (Например, N 2 O, NO, CO).

Вывод: характер свойств оксидов в первую очередь зависит от валентности элемента.

Например, оксиды хрома:

Классификация по растворимости в воде

Кислотные оксиды

(не растворим в воде)

Основные оксиды

В воде растворяются только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов

Амфотерные оксиды

С водой не взаимодействуют.

В воде не растворимы

Выполните задания:

1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.

Выпишите оксиды и классифицируйте их.

Физические свойства оксидов

Химические свойства оксидов

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ

1. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения)

3K 2 O + 2H 3 PO 4 = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ

2. Кислотный оксид + Основание = Соль + Н 2 О (р. обмена)

P 2 O 5 + 6KOH = 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

3. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения)

4. Менее летучие вытесняют более летучие из их солей

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 +CO 2

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ

Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами.

ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O

ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn(OH) 4 ] ( в растворе)

ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при сплавлении)

Применение оксидов

Некоторые оксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:

В результате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H 2 SO 4 – серная кислота, Са(ОН) 2 – гашеная известь и т.д.

Если оксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство. Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO практически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных осадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид при изготовлении косметических кремов, пудры. Фармацевты делают из него вяжущий и подсушивающий порошок для наружного применения.

Такими же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO 2 . Он тоже имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO 2 не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической посуды.

Оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 – очень прочные кристаллы темно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr 2 O 3 используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования “Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировки оптики, металлических изделий, в ювелирном деле.

Источник

Химия

Именная карта банка для детей
с крутым дизайном, +200 бонусов

Закажи свою собственную карту банка и получи бонусы

План урока:

Оксиды

Оксиды в природе нас окружают повсюду, честно говоря, сложно представить нашу планету без двух веществ – это вода Н₂О и песок SiO₂.

Вы можете задаться вопросом, а что бывают другие бинарные соединения с кислородом, которые не будут относиться к оксидам.

Поранившись, Вы обрабатываете рану перекисью водорода Н₂О₂. Или для примера соединение с фтором OF₂. Данные вещества вписываются в определение, так как состоят из 2 элементов и присутствует кислород. Но давайте определим степени окисления элементов.

Рассмотрим на примере следующих веществ кальций Са, мышьяк As и алюминий Al.

Подобно простым веществам реагируют с кислородом сложные, только в продукте будет два оксида. Помните детский стишок, а синички взяли спички, море синее зажгли, а «зажечь» можно Чёрное море, в котором содержится большое количество сероводорода H₂S. Очевидцы землетрясения, которое произошло в 1927 году, утверждают, что море горело.

Чтобы дать название оксиду вспомним падежи, а именно родительный, который отвечает на вопросы: Кого? Чего? Если элемент имеет переменную валентность в скобках её необходимо указать.

Классификация оксидов строится на основе степени окисления элемента, входящего в его состав.

Реакции оксидов с водой определяют их характер. Но как составить уравнение реакции, а тем более определить состав веществ, строение которых Вам ещё не известно. Здесь приходит очень простое правило, необходимо учитывать, что эта реакция относиться к типу соединения, при которой степень окисления элементов не меняется.

Возьмём основный оксид, степень окисления входящего элемента +1, +2(т.е. элемент одно- или двухвалентен). Этими элементами будут металлы. Если к этим веществам прибавить воду, то образуется новый класс соединений – основания, состава Ме(ОН)_n, где n равно 1, 2 или 3, что численно отвечает степени окисления металла, гидроксильная группа ОН- имеет заряд –(минус), что отвечает валентности I.При составлении уравнений не забываем о расстановке коэффициентов.

Особо следует выделить оксиды неметаллов в степени окисления +1 или +2, их относят к несолеобразующим. Это означает, что они не реагируют с водой, и не образуют кислоты либо основания. К ним относят CO, N₂O, NO.

Чтобы определить будет ли оксид реагировать с водой или нет, необходимо обратиться в таблицу растворимости. Если полученное вещество растворимо в воде, то реакция происходит.

Золотую середину занимают амфотерные оксиды. Им могут соответствовать как основания, так и кислоты, но с водой они не реагируют. Они образованные металлами в степени окисления +2 или +3, иногда +4. Формулы этих веществ необходимо запомнить.

Кислоты

Если в состав оксидов обязательно входит кислород, то следующий класс узнаваем будет по наличию атомов водорода, которые будут стоять на первом месте, а за ними следовать, словно нитка за иголкой, кислотные остатки.

В природе существует большое количество неорганических кислот. Но в школьном курсе химии рассматривается только их часть. В таблице 1 приведены названия кислот.

Валентность кислотного остатка определяется количеством атомов водорода. В зависимости от числа атомов Н выделяют одно- и многоосновные кислоты.

Если в состав кислоты входит кислород, то они называются кислородсодержащими, к ним относится серная кислота, угольная и другие. Получают их путём взаимодействия воды с кислотными оксидами. Бескислородные кислоты образуются при взаимодействии неметаллов с водородом.

Только одну кислоту невозможно получить подобным способом – это кремниевую. Отвечающий ей оксид SiO₂ не растворим в воде, хотя честно говоря, мы не представляем нашу планету без песка.

Основания

Чтобы дать название, изначально указываем класс – гидроксиды, потом добавляем чего, какого металла.

Классификация оснований базируется на их растворимости в воде и по числу ОН-групп.

Следует отметить, что гидроксильная группа, также как и кислотный остаток, это часть целого. Невозможно получить кислоты путём присоединения водорода к кислотному остатку, аналогично, чтобы получить основание нельзя писать уравнение в таком виде.

В природе не существуют отдельно руки или ноги, эта часть тела. Варианты получения кислот были описаны выше, рассмотрим, как получаются основания. Если к основному оксиду прибавить воду, то результатом этой реакции должно получиться основание. Однако не все основные оксиды реагируют с водой. Если в продукте образуется щёлочь, значит, реакция происходит, в противном случае реакция не идёт.

Данным способом можно получить только растворимые основания. Подтверждением этому служат реакции, которые вы можете наблюдать. На вашей кухне наверняка есть алюминиевая посуда, это могут быть кастрюли или ложки. Эта кухонная утварь покрыта прочным оксидом алюминия, который не растворяется в воде, даже при нагревании. Также весной можно наблюдать, как массово на субботниках белят деревья и бордюры. Берут белый порошок СаО и высыпают в воду, получая гашеную известь, при этом происходит выделение тепла, а это как вы помните, признак химического процесса.

Раствор щёлочи можно получить ещё одним методом, путём взаимодействия воды с активными металлами. Давайте вспомним, где они размещаются в периодической системе – I, II группа. Реакция будет относиться к типу замещения.

Напрашивается вопрос, а каким же образом получаются нерастворимые основания. Здесь на помощь придёт реакция обмена между щёлочью и растворимой солью.

С представителями веществ этого класса вы встречаетесь ежедневно на кухне, в быту, на улице, в школе, сельском хозяйстве.

Объединяет все эти вещества, что они содержат атомы металла и кислотный остаток. Исходя из этого, дадим определение этому классу.

Средние соли – это продукт полного обмена между веществами, в которых содержатся атомы металла и кислотный остаток (КО) (мы помним, что это часть чего-то, которая не имеет возможности существовать отдельно).

Выше было рассмотрено 3 класса соединений, давайте попробуем подобрать комбинации, чтобы получить соли, типом реакции обмена.

Чтобы составить название солей, необходимо указать название кислотного остатка, и в родительном падеже добавить название металла.

Ca(NO₃)₂– нитрат (чего) кальция, CuSO₄– сульфат (чего) меди (II).

Наверняка многие из вас что-то коллекционировали, машинки, куклы, фантики, чтобы получить недостающую модель, вы менялись с кем-то своей. Применим этот принцип и для получения солей. К примеру, чтобы получить сульфат натрия необходимо 2 моль щёлочи и 1 моль кислоты. Допустим, что в наличии имеется только 1 моль NaOH, как будет происходить реакция? На место одного атома водорода станет натрий, а второму Н не хватило Na. Т.е в результате не полного обмена между кислотой и основанием получаются кислые соли. Название их не отличается от средних, только необходимо прибавить приставку гидро.

Однако бывают случаи, с точностью наоборот, не достаточно атомов водорода, чтобы связать ОН-группы. Результатом этой недостачи являются основные соли. Допустим реакция происходит между Ва(ОН)₂ и HCl. Чтобы связать две гидроксильные группы, требуется два водорода, но предположим, что они в недостаче, а именно в количестве 1. Реакция пойдёт по схеме.

Особый интерес и некоторые затруднения вызывают комплексные соли, своим внешним, казалось,громоздким и непонятным видом, а именно квадратными скобками:K₃[Fe(CN)₆] или [Ag(NH₃)₂]Cl. Но не страшен волк, как его рисуют, гласит поговорка. Соли состоят из катионов (+) и анионов (-). Аналогично и с комплексными солями.

Образует комплексный ион элемент-комплексообразователь, обычно это атом металла, которого, как свита, окружают лиганды.

Теперь необходимо справиться с задачей дать название этому типу солей.

Образование комплексных солей происходит путём взаимодействия, к примеру, амфотерных оснований с растворами щелочей. Амфотерность проявляется способностью оснований реагировать как с кислотами, так и щелочами. Так возьмём гидроксид алюминия или цинка и подействуем на них кислотой и щёлочью.

В природе встречаются соли, где на один кислотный остаток приходится два разных металла. Примером таких соединений служат алюминиевые квасцы, формула которых имеет вид KAl(SO₄)₂. Это пример двойных солей.

Из всего вышесказанного можно составить обобщающую схему, в которой указаны все классы неорганических соединений.

Источник

Периодический закон

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.

Период, группа и электронная конфигурация

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Длина связи

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Основные и кислотные свойства

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Восстановительные и окислительные свойства

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H₂O, H₂S, H₂Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H₂SO₄, SO₃.

На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Высшие оксиды: классификация, формулы и их свойства

Все оксиды вступают в реакцию с солями и неметаллами (за исключением вышеперечисленных веществ).

Стоит отметить, что некоторые вещества (например, оксид азота, оксид железа и оксид хлора) имеют свои особенности, т. е. их химические особенности могут отличаться от других субстанций.

Классификация оксидов

Они делятся на две ветки: те, кто могут образовывать соль, и те, кто образовывать ее не могут.

Примеры формул высших оксидов, которые не образуют солей: NO (окись азота двух валентная; газ без цвета, образующийся во время гроз), CO (угарный газ), N₂O (оксид азота одновалентный), SiO (оксид кремния), S₂O (оксид серы), вода.

Эти соединения могут реагировать с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидами. Но при реагировании этих веществ никогда не образуется солей. Например:

CO (угарный газ) + NaOH (гидроксид натрия) = HCOONa (формиат натрия)

Солеобразующие оксиды делятся на три вида: кислотные, основания и амфотерные окислы.

Кислотные окиси

Кислотный высший оксид – это солеобразующий оксид, который соответствует кислоте. Например, у оксида серы шестивалентного (SO₃) есть соответствующее ему химическое соединения – H₂SO₄. Эти элементы вступают в реакцию с оксидами основных и амфотерных свойств, основаниями и водой. Образуется соль или кислота.

Оксиды кислот не вступают в реакцию друг с другом.

Основные оксиды

Основный высший оксид – это солеобразующий окисел металла, которому соответствует основание. Окислу кальция (CaO) соответствует гидроксид кальция (Ca(OH)₂). Эти вещества взаимодействуют с окислами кислотного и амфотерного характера, кислотами (за исключением H₂SiO₃, так как кремниевая кислота нерастворимая) и водой.

Не взаимодействуют между собой.

Амфотерные окиси

Амфотерный высший оксид – это окисел амфотерного металла. В зависимости от условий, он может проявить основные или кислотные свойства. Например, формулы высших оксидов, которые проявляют амфотерные свойства: ZnO (окисел цинка), Al₂O₃ (глинозем). Реагируют амфотерные окиси со щелочами, кислотами (так же за исключением кремниевой кислоты), основными и кислотными оксидами.

Элементы высших оксидов амфотерного характера не взаимодействуют между собой и с водой.

Источник