Antes de começarmos a falar sobre as propriedades químicas dos óxidos, precisamos lembrar que todos os óxidos são divididos em 4 tipos: básicos, ácidos, anfotéricos e não formadores de sal. Para determinar o tipo de qualquer óxido, primeiro você precisa entender se o óxido de um metal ou não metal está à sua frente e, em seguida, usar o algoritmo (você precisa aprender!), Apresentado na tabela a seguir :

óxido não metálico	óxido metálico
1) Estado de oxidação não metálico +1 ou +2 Conclusão: óxido não formador de sal Exceção: Cl 2 O não é um óxido não formador de sal	1) Estado de oxidação do metal +1 ou +2 Conclusão: o óxido metálico é básico Exceção: BeO, ZnO e PbO não são óxidos básicos
2) O estado de oxidação é maior ou igual a +3 Conclusão: óxido ácido Exceção: Cl 2 O é um óxido ácido, apesar do estado de oxidação do cloro +1	2) Estado de oxidação do metal +3 ou +4 Conclusão: óxido anfotérico Exceção: BeO, ZnO e PbO são anfotéricos apesar do estado de oxidação +2 dos metais 3) Estado de oxidação do metal +5, +6, +7 Conclusão: óxido ácido

Além dos tipos de óxidos indicados acima, também introduzimos mais dois subtipos de óxidos básicos, com base em sua atividade química, a saber óxidos básicos ativos e óxidos básicos inativos.

• Para óxidos básicos ativos Referimo-nos a óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos (todos os elementos dos grupos IA e IIA, excepto hidrogénio H, berílio Be e magnésio Mg). Por exemplo, Na 2 O, CaO, Rb 2 O, SrO, etc.
• Para óxidos básicos inativos vamos atribuir todos os principais óxidos que não foram incluídos na lista óxidos básicos ativos. Por exemplo, FeO, CuO, CrO, etc.

É lógico supor que os óxidos básicos ativos muitas vezes entram nas reações que não entram nas de baixa atividade.
Deve-se notar que, apesar de a água ser na verdade um óxido de um não-metal (H 2 O), suas propriedades são geralmente consideradas isoladas das propriedades de outros óxidos. Isso se deve à sua distribuição especificamente enorme no mundo ao nosso redor e, portanto, na maioria dos casos, a água não é um reagente, mas um meio no qual inúmeras reações químicas podem ocorrer. No entanto, muitas vezes participa diretamente de várias transformações, em particular, alguns grupos de óxidos reagem com ele.

Quais óxidos reagem com a água?

De todos os óxidos com água reagir só:
1) todos os óxidos básicos ativos (óxidos de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos);
2) todos os óxidos ácidos, exceto dióxido de silício (SiO 2);

Essa. Do exposto, segue-se que com água exatamente não reaja:
1) todos os óxidos básicos pouco ativos;
2) todos os óxidos anfotéricos;
3) óxidos não formadores de sal (NO, N 2 O, CO, SiO).

A capacidade de determinar quais óxidos podem reagir com a água, mesmo sem a capacidade de escrever as equações de reação correspondentes, já permite obter pontos para algumas questões da parte teste do exame.

Agora vamos ver como, afinal, certos óxidos reagem com a água, ou seja, aprenda a escrever as equações de reação correspondentes.

Óxidos básicos ativos, reagindo com a água, formam seus hidróxidos correspondentes. Lembre-se de que o óxido metálico correspondente é o hidróxido que contém o metal no mesmo estado de oxidação que o óxido. Assim, por exemplo, quando os óxidos básicos ativos K + 1 2 O e Ba + 2 O reagem com água, os hidróxidos correspondentes K + 1 OH e Ba + 2 (OH) 2 são formados:

K 2 O + H 2 O \u003d 2KOH- hidróxido de potássio

BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2- hidróxido de bário

Todos os hidróxidos correspondentes a óxidos básicos ativos (óxidos de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos) são alcalinos. Os álcalis são todos hidróxidos metálicos solúveis em água, bem como hidróxido de cálcio pouco solúvel Ca (OH) 2 (como exceção).

A interação de óxidos ácidos com água, bem como a reação de óxidos básicos ativos com água, leva à formação dos hidróxidos correspondentes. Somente no caso de óxidos ácidos, eles correspondem não a hidróxidos básicos, mas a hidróxidos ácidos, mais frequentemente chamados ácidos oxigenados. Lembre-se de que o óxido ácido correspondente é um ácido contendo oxigênio que contém um elemento formador de ácido no mesmo estado de oxidação do óxido.

Assim, se quisermos, por exemplo, escrever a equação para a interação do óxido ácido SO 3 com a água, antes de tudo devemos lembrar os principais ácidos sulfurosos estudados no currículo escolar. Estes são H 2 S sulfureto de hidrogénio, H 2 SO 3 sulfuroso e H 2 SO 4 sulfúrico. O ácido hidrossulfúrico H 2 S, como você pode ver facilmente, não contém oxigênio, então sua formação durante a interação do SO 3 com a água pode ser imediatamente excluída. Dos ácidos H 2 SO 3 e H 2 SO 4, o enxofre no estado de oxidação +6, como no óxido SO 3, contém apenas ácido sulfúrico H 2 SO 4. Portanto, é ela quem será formada na reação do SO 3 com a água:

H 2 O + SO 3 \u003d H 2 SO 4

Da mesma forma, o óxido N 2 O 5 contendo nitrogênio no estado de oxidação +5, reagindo com a água, forma ácido nítrico HNO 3, mas em nenhum caso HNO 2 nitroso, pois no ácido nítrico o estado de oxidação do nitrogênio, como no N 2 O 5 , igual a +5, e em nitrogênio - +3:

N +5 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HN +5 O 3

Interação de óxidos entre si

Antes de tudo, é necessário entender claramente o fato de que entre os óxidos formadores de sal (ácidos, básicos, anfotéricos), reações entre óxidos da mesma classe quase nunca ocorrem, ou seja, Na grande maioria dos casos, a interação é impossível:

1) óxido básico + óxido básico ≠

2) óxido ácido + óxido ácido ≠

3) óxido anfótero + óxido anfótero ≠

Embora a interação entre óxidos pertencentes a diferentes tipos seja quase sempre possível, ou seja, quase sempre fluxo reações entre:

1) óxido básico e óxido ácido;

2) óxido anfotérico e óxido ácido;

3) óxido anfotérico e óxido básico.

Como resultado de todas essas interações, o produto é sempre um sal médio (normal).

Vamos considerar todos esses pares de interações com mais detalhes.

Como resultado da interação:

Me x O y + óxido ácido, onde Me x O y - óxido metálico (básico ou anfótero)

um sal é formado, consistindo do cátion metálico Me (do original Me x O y) e do resíduo ácido do ácido correspondente ao óxido ácido.

Por exemplo, vamos tentar escrever as equações de interação para os seguintes pares de reagentes:

Na 2 O + P 2 O 5 e Al 2 O 3 + SO 3

No primeiro par de reagentes, vemos um óxido básico (Na 2 O) e um óxido ácido (P 2 O 5). No segundo - óxido anfotérico (Al 2 O 3) e óxido ácido (SO 3).

Como já mencionado, como resultado da interação de um óxido básico/anfótero com um ácido, forma-se um sal, constituído por um cátion metálico (do óxido básico/anfótero original) e um resíduo ácido do ácido correspondente ao óxido ácido original.

Assim, a interação de Na 2 O e P 2 O 5 deve formar um sal constituído por cátions Na + (do Na 2 O) e o resíduo ácido PO 4 3-, uma vez que o óxido P +5 2 O 5 corresponde ao ácido H 3 P +5 O 4 . Aqueles. Como resultado dessa interação, o fosfato de sódio é formado:

3Na 2 O + P 2 O 5 \u003d 2Na 3 PO 4- fosfato de sódio

Por sua vez, a interação de Al 2 O 3 e SO 3 deve formar um sal composto por cátions Al 3+ (do Al 2 O 3) e o resíduo ácido SO 4 2-, já que o óxido S +6 O 3 corresponde ao ácido H 2 S +6 O 4 . Assim, como resultado desta reação, o sulfato de alumínio é obtido:

Al 2 O 3 + 3SO 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3- sulfato de alumínio

Mais específica é a interação entre óxidos anfóteros e básicos. Essas reações são realizadas em altas temperaturas, e sua ocorrência é possível devido ao fato de que o óxido anfotérico realmente assume o papel do ácido. Como resultado dessa interação, forma-se um sal de composição específica, constituído por um cátion metálico que forma o óxido básico inicial e um “resíduo ácido”/ânion, que inclui o metal do óxido anfótero. A fórmula geral para tal “resíduo ácido”/ânion pode ser escrita como MeO 2 x - , onde Me é um metal de um óxido anfótero, e x = 2 no caso de óxidos anfóteros com uma fórmula geral da forma Me + 2 O (ZnO, BeO, PbO) ex = 1 - para óxidos anfotéricos com a fórmula geral da forma Me +3 2 O 3 (por exemplo, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 e Fe 2 O 3).

Vamos tentar escrever como exemplo as equações de interação

ZnO + Na2O e Al 2 O 3 + BaO

No primeiro caso, ZnO é um óxido anfotérico com a fórmula geral Me +2 O, e Na 2 O é um óxido básico típico. De acordo com o exposto, como resultado de sua interação, um sal deve ser formado, consistindo em um cátion metálico formando um óxido básico, ou seja, no nosso caso, Na + (do Na 2 O) e um "resíduo ácido" / ânion com a fórmula ZnO 2 2-, já que o óxido anfotérico tem uma fórmula geral da forma Me + 2 O. Assim, a fórmula do O sal resultante, sujeito à condição de neutralidade elétrica de uma de suas unidades estruturais ("moléculas"), terá a aparência de Na 2 ZnO 2:

ZnO + Na2O = para=> Na 2 ZnO 2

No caso de um par interativo de reagentes Al 2 O 3 e BaO, a primeira substância é um óxido anfotérico com a fórmula geral da forma Me +3 2 O 3 e a segunda é um óxido básico típico. Neste caso, forma-se um sal contendo um catião metálico do óxido básico, i.e. Ba 2+ (de BaO) e "resíduo ácido"/ânion AlO 2 - . Aqueles. a fórmula do sal resultante, sujeita à condição de neutralidade elétrica de uma de suas unidades estruturais (“moléculas”), terá a forma Ba(AlO 2) 2, e a própria equação de interação será escrita como:

Al 2 O 3 + BaO = para=> Ba (AlO 2) 2

Como escrevemos acima, a reação quase sempre prossegue:

Me x O y + óxido ácido,

onde Me x O y é óxido de metal básico ou anfotérico.

No entanto, dois óxidos ácidos "delicados" devem ser lembrados - dióxido de carbono (CO 2) e dióxido de enxofre (SO 2). A sua "restrição" reside no facto de, apesar das óbvias propriedades ácidas, a actividade do CO 2 e SO 2 não ser suficiente para a sua interacção com óxidos básicos e anfotéricos pouco activos. Dos óxidos metálicos, eles reagem apenas com óxidos básicos ativos(óxidos de metal alcalino e metal alcalino-terroso). Assim, por exemplo, Na 2 O e BaO, sendo óxidos básicos ativos, podem reagir com eles:

CO 2 + Na 2 O \u003d Na 2 CO 3

SO 2 + BaO = BaSO 3

Enquanto os óxidos de CuO e Al 2 O 3, que não estão relacionados a óxidos básicos ativos, não reagem com CO 2 e SO 2:

CO 2 + CuO ≠

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

SO 2 + CuO ≠

SO 2 + Al 2 O 3 ≠

Interação de óxidos com ácidos

Óxidos básicos e anfotéricos reagem com ácidos. Isso forma sais e água:

FeO + H 2 SO 4 \u003d FeSO 4 + H 2 O

Óxidos sem sal não reagem com ácidos, e óxidos ácidos não reagem com ácidos na maioria dos casos.

Quando o óxido ácido reage com o ácido?

Ao resolver a parte do exame com opções de resposta, você deve assumir condicionalmente que os óxidos ácidos não reagem com óxidos ácidos ou ácidos, exceto nos seguintes casos:

1) o dióxido de silício, sendo um óxido ácido, reage com o ácido fluorídrico, dissolvendo-se nele. Em particular, graças a esta reação, o vidro pode ser dissolvido em ácido fluorídrico. No caso de um excesso de HF, a equação da reação tem a forma:

SiO 2 + 6HF \u003d H 2 + 2H 2 O,

e em caso de falta de HF:

SiO 2 + 4HF \u003d SiF 4 + 2H 2 O

2) SO 2, sendo um óxido ácido, reage facilmente com o ácido hidrossulfeto H 2 S de acordo com o tipo coproporção:

S +4 O 2 + 2H 2 S -2 \u003d 3S 0 + 2H 2 O

3) O óxido de fósforo (III) P 2 O 3 pode reagir com ácidos oxidantes, que incluem ácido sulfúrico concentrado e ácido nítrico de qualquer concentração. Neste caso, o estado de oxidação do fósforo aumenta de +3 para +5:

P2O3	+	2H2SO4	+	H2O	=para=>	2SO2	+	2H3PO4
		(conc.)

3 P2O3	+	4HNO 3	+	7 H2O	=para=>	4NÃO	+	6 H3PO4
		(razão.)

2HNO 3	+	3SO2	+	2H2O	=para=>	3H2SO4	+	2NÃO
(razão.)

Interação de óxidos com hidróxidos metálicos

Os óxidos ácidos reagem com hidróxidos metálicos, tanto básicos como anfotéricos. Neste caso, forma-se um sal, constituído por um catião metálico (do hidróxido metálico inicial) e um resíduo ácido ácido correspondente ao óxido ácido.

SO 3 + 2NaOH \u003d Na 2 SO 4 + H 2 O

Os óxidos ácidos, que correspondem aos ácidos polibásicos, podem formar sais normais e ácidos com álcalis:

CO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 CO 3 + H 2 O

CO 2 + NaOH = NaHCO 3

P 2 O 5 + 6KOH \u003d 2K 3 PO 4 + 3H 2 O

P 2 O 5 + 4KOH \u003d 2K 2 HPO 4 + H 2 O

P 2 O 5 + 2KOH + H 2 O \u003d 2KH 2 PO 4

Os óxidos "delicados" CO 2 e SO 2, cuja atividade, como já mencionado, não é suficiente para sua reação com óxidos básicos e anfotéricos de baixa atividade, no entanto, reagem com a maioria dos hidróxidos metálicos correspondentes a eles. Mais precisamente, o dióxido de carbono e o dióxido de enxofre interagem com hidróxidos insolúveis na forma de sua suspensão em água. Neste caso, apenas o básico cerca de sais óbvios, chamados hidroxocarbonatos e hidroxosulfitos, e a formação de sais médios (normais) é impossível:

2Zn(OH) 2 + CO 2 = (ZnOH) 2 CO 3 + H 2 O(em solução)

2Cu(OH) 2 + CO 2 = (CuOH) 2 CO 3 + H 2 O(em solução)

No entanto, com hidróxidos metálicos no estado de oxidação +3, como Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , etc., o dióxido de carbono e o dióxido de enxofre não reagem.

Deve-se notar também a inércia especial do dióxido de silício (SiO 2), que é mais frequentemente encontrado na natureza na forma de areia comum. Este óxido é ácido, no entanto, entre os hidróxidos metálicos, é capaz de reagir apenas com soluções concentradas (50-60%) de álcalis, bem como com álcalis puros (sólidos) durante a fusão. Neste caso, os silicatos são formados:

2NaOH + SiO2 = para=> Na 2 SiO 3 + H 2 O

Óxidos anfotéricos de hidróxidos de metais reagem apenas com álcalis (hidróxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos). Neste caso, ao realizar a reação em soluções aquosas, são formados sais complexos solúveis:

ZnO + 2NaOH + H 2 O \u003d Na 2- tetrahidroxozincato de sódio

BeO + 2NaOH + H 2 O \u003d Na 2- tetrahidroxoberilato de sódio

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na- tetrahidroxoaluminato de sódio

Cr 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O \u003d 2Na 3- hexahidroxocromato de sódio (III)

E quando esses mesmos óxidos anfotéricos são fundidos com álcalis, obtêm-se sais, constituídos por um cátion de metal alcalino ou alcalino-terroso e um ânion do tipo MeO 2 x -, onde x= 2 no caso de óxido anfótero tipo Me +2 O e x= 1 para um óxido anfotérico da forma Me 2 +2 O 3:

ZnO + 2NaOH = para=> Na 2 ZnO 2 + H 2 O

BeO + 2NaOH = para=> Na 2 BeO 2 + H 2 O

Al 2 O 3 + 2NaOH \u003d para=> 2NaAlO 2 + H 2 O

Cr 2 O 3 + 2NaOH \u003d para=> 2NaCrO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + 2NaOH \u003d para=> 2NaFeO 2 + H 2 O

Deve-se notar que os sais obtidos pela fusão de óxidos anfotéricos com álcalis sólidos podem ser facilmente obtidos a partir de soluções dos sais complexos correspondentes por sua evaporação e posterior calcinação:

Na 2 = para=> Na 2 ZnO 2 + 2H 2 O

Na = para=> NaAlO 2 + 2H 2 O

Interação de óxidos com sais médios

Na maioria das vezes, os sais médios não reagem com óxidos.

No entanto, você deve aprender as seguintes exceções a essa regra, que geralmente são encontradas no exame.

Uma dessas exceções é que os óxidos anfotéricos, assim como o dióxido de silício (SiO 2 ), quando fundidos com sulfitos e carbonatos, deslocam gases sulfurosos (SO 2) e dióxido de carbono (CO 2) destes últimos, respectivamente. Por exemplo:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 \u003d para=> 2NaAlO 2 + CO 2

SiO 2 + K 2 SO 3 \u003d para=> K 2 SiO 3 + SO 2

Além disso, as reações de óxidos com sais podem incluir condicionalmente a interação de dióxido de enxofre e dióxido de carbono com soluções aquosas ou suspensões dos sais correspondentes - sulfitos e carbonatos, levando à formação de sais ácidos:

Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d 2NaHCO 3

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O \u003d Ca (HCO 3) 2

Além disso, o dióxido de enxofre, quando passa por soluções aquosas ou suspensões de carbonatos, desloca o dióxido de carbono deles devido ao fato de que o ácido sulfuroso é um ácido mais forte e mais estável que o ácido carbônico:

K 2 CO 3 + SO 2 \u003d K 2 SO 3 + CO 2

OVR envolvendo óxidos

Recuperação de óxidos de metais e não metais

Assim como os metais podem reagir com soluções salinas de metais menos ativos, deslocando estes últimos em sua forma livre, os óxidos metálicos também podem reagir com metais mais ativos quando aquecidos.

Lembre-se de que você pode comparar a atividade dos metais usando a série de atividade dos metais ou, se um ou dois metais não estiverem na série de atividade ao mesmo tempo, pela posição em relação um ao outro na tabela periódica: o inferior e o esquerda do metal, mais ativo ele é. Também é útil lembrar que qualquer metal da família SM e SHM sempre será mais ativo do que um metal que não seja representante de SHM ou SHM.

Em particular, o método de aluminotermia usado na indústria para obter metais difíceis de recuperar como cromo e vanádio é baseado na interação de um metal com um óxido de um metal menos ativo:

Cr 2 O 3 + 2Al = para=> Al 2 O 3 + 2Cr

Durante o processo de aluminotermia, uma enorme quantidade de calor é gerada e a temperatura da mistura de reação pode chegar a mais de 2000 o C.

Além disso, óxidos de quase todos os metais que estão na série de atividade à direita do alumínio podem ser reduzidos a metais livres com hidrogênio (H 2), carbono (C) e monóxido de carbono (CO) quando aquecidos. Por exemplo:

Fe 2 O 3 + 3CO = para=> 2Fe + 3CO2

CuO+C= para=> Cu + CO

FeO + H 2 \u003d para=> Fe + H 2 O

Deve-se notar que se o metal pode ter vários estados de oxidação, com a falta do agente redutor utilizado, a redução incompleta de óxidos também é possível. Por exemplo:

Fe 2 O 3 + CO =para=> 2FeO + CO2

4CuO+C= para=> 2Cu 2 O + CO 2

Óxidos de metais ativos (alcalino, alcalino terroso, magnésio e alumínio) com hidrogênio e monóxido de carbono não reaja.

No entanto, os óxidos de metais ativos reagem com o carbono, mas de maneira diferente dos óxidos de metais menos ativos.

No âmbito do programa USE, para não confundir, deve-se considerar que, como resultado da reação de óxidos de metais ativos (até Al inclusive) com carbono, a formação de metais alcalinos livres, metais alcalino-terrosos, Mg, e também Al é impossível. Nesses casos, ocorre a formação de carboneto metálico e monóxido de carbono. Por exemplo:

2Al 2 O 3 + 9C \u003d para=> Al 4 C 3 + 6CO

CaO + 3C = para=> CaC2 + CO

Os óxidos não metálicos muitas vezes podem ser reduzidos por metais a não metais livres. Assim, por exemplo, óxidos de carbono e silício, quando aquecidos, reagem com álcalis, metais alcalino-terrosos e magnésio:

CO 2 + 2Mg = para=> 2MgO + C

SiO2 + 2Mg = para=> Si + 2MgO

Com um excesso de magnésio, esta última interação também pode levar à formação de silício de magnésio Mg2Si:

SiO2 + 4Mg = para=> Mg2Si + 2MgO

Os óxidos de nitrogênio podem ser reduzidos com relativa facilidade, mesmo com metais menos ativos, como zinco ou cobre:

Zn + 2NO = para=> ZnO + N 2

NO 2 + 2Cu = para=> 2CuO + N2

Interação de óxidos com oxigênio

Para poder responder à questão de saber se algum óxido reage com o oxigênio (O 2) nas tarefas do exame real, é preciso primeiro lembrar que os óxidos que podem reagir com o oxigênio (dos que você pode encontrar no próprio exame) pode formar apenas elementos químicos da lista:

Óxidos de quaisquer outros elementos químicos encontrados no uso real reagem com oxigênio não vou (!).

Para uma memorização mais conveniente visual da lista de elementos acima, na minha opinião, a seguinte ilustração é conveniente:

Todos os elementos químicos capazes de formar óxidos que reagem com o oxigênio (dos encontrados no exame)

Em primeiro lugar, entre os elementos listados, o nitrogênio N deve ser considerado, porque. a proporção de seus óxidos para oxigênio difere marcadamente dos óxidos do resto dos elementos na lista acima.

Deve ser claramente lembrado que, no total, o nitrogênio é capaz de formar cinco óxidos, a saber:

De todos os óxidos de nitrogênio, o oxigênio pode reagir só NÃO. Esta reação ocorre muito facilmente quando o NO é misturado com oxigênio puro e ar. Neste caso, observa-se uma rápida mudança na cor do gás de incolor (NO) para marrom (NO 2):

2NÃO	+	O2	=	2NÃO 2
incolor				Castanho

Para responder à pergunta - qualquer óxido de qualquer outro dos elementos químicos acima reage com o oxigênio (ou seja, COM,Si, P, S, Cu, Mn, Fe, Cr) — Antes de tudo, você precisa se lembrar deles a Principal estado de oxidação (CO). Aqui estão eles :

Em seguida, você precisa se lembrar do fato de que, dos possíveis óxidos dos elementos químicos acima, apenas aqueles que contêm o elemento no estado de oxidação mínimo entre os acima reagirão com o oxigênio. Neste caso, o estado de oxidação do elemento sobe para o valor positivo mais próximo possível:

elemento	A proporção de seus óxidosao oxigênio
Com	O mínimo entre os principais estados de oxidação positivos do carbono é +2 , e o positivo mais próximo é +4 . Assim, apenas o CO reage com o oxigênio dos óxidos C +2 O e C +4 O 2. Neste caso, a reação prossegue: 2C +2 O + O 2 = para=> 2C+4O2 CO 2 + O 2 ≠- a reação é impossível em princípio, porque +4 é o estado de oxidação mais alto do carbono.
Si	O mínimo entre os principais estados de oxidação positivos do silício é +2, e o positivo mais próximo é +4. Assim, apenas o SiO reage com o oxigênio dos óxidos Si +2 O e Si +4 O 2 . Devido a algumas características dos óxidos SiO e SiO 2, apenas uma parte dos átomos de silício no óxido Si + 2 O pode ser oxidado. como resultado de sua interação com o oxigênio, um óxido misto é formado contendo silício no estado de oxidação +2 e silício no estado de oxidação +4, a saber Si 2 O 3 (Si +2 O Si +4 O 2): 4Si +2 O + O2 \u003d para=> 2Si +2, +4 2 O 3 (Si +2 O Si +4 O 2) SiO 2 + O 2 ≠- a reação é impossível em princípio, porque +4 é o estado de oxidação mais alto do silício.
P	O mínimo entre os principais estados de oxidação positivos do fósforo é +3, e o positivo mais próximo é +5. Assim, apenas P 2 O 3 reage com o oxigênio dos óxidos P +3 2 O 3 e P +5 2 O 5 . Neste caso, a reação de oxidação adicional de fósforo com oxigênio procede do estado de oxidação +3 para o estado de oxidação +5: P +3 2 O 3 + O 2 = para=> P +5 2 O 5 P +5 2 O 5 + O 2 ≠- a reação é impossível em princípio, porque +5 é o estado de oxidação mais alto do fósforo.
S	O mínimo entre os principais estados de oxidação positivos do enxofre é +4, e o valor positivo mais próximo é +6. Assim, apenas o SO 2 reage com o oxigênio dos óxidos S +4 O 2 , S +6 O 3 . Neste caso, a reação prossegue: 2S +4 O 2 + O 2 \u003d para=> 2S +6 O 3 2S +6 O 3 + O 2 ≠- a reação é impossível em princípio, porque +6 é o estado de oxidação mais alto do enxofre.
Cu	O mínimo entre os estados de oxidação positivos do cobre é +1, e o mais próximo em valor é o positivo (e único) +2. Assim, apenas Cu 2 O reage com o oxigênio dos óxidos Cu +1 2 O, Cu +2 O. Neste caso, a reação prossegue: 2Cu +1 2 O + O 2 = para=> 4Cu+2O CuO + O 2 ≠- a reação é impossível em princípio, porque +2 é o estado de oxidação mais alto do cobre.
Cr	O mínimo entre os principais estados de oxidação positivos do cromo é +2, e o valor positivo mais próximo é +3. Assim, apenas o CrO reage com o oxigênio dos óxidos Cr +2 O, Cr +3 2 O 3 e Cr +6 O 3, enquanto é oxidado pelo oxigênio para o próximo (fora do possível) estado de oxidação positivo, ou seja, +3: 4Cr +2 O + O2 \u003d para=> 2Cr +3 2 O 3 Cr +3 2 O 3 + O 2 ≠- a reacção não prossegue, apesar de existir óxido de crómio e num estado de oxidação superior a +3 (Cr +6 O 3). A impossibilidade dessa reação ocorrer se deve ao fato de que o aquecimento necessário para sua implementação hipotética excede em muito a temperatura de decomposição do óxido de CrO 3 . Cr +6 O 3 + O 2 ≠ - esta reação não pode ocorrer em princípio, porque +6 é o estado de oxidação mais alto do cromo.
Mn	O mínimo entre os principais estados de oxidação positivos do manganês é +2, e o positivo mais próximo é +4. Assim, dos possíveis óxidos Mn +2 O, Mn +4 O 2, Mn +6 O 3 e Mn +7 2 O 7, apenas o MnO reage com o oxigênio, sendo oxidado pelo oxigênio ao vizinho (fora de possível) positivo estado de oxidação, t.e. +4: 2Mn +2O + O2 = para=> 2Mn +4O2 enquanto: Mn +4 O 2 + O 2 ≠ e Mn +6 O 3 + O 2 ≠- as reações não prosseguem, apesar de existir óxido de manganês Mn 2 O 7 contendo Mn em estado de oxidação superior a +4 e +6. Isso se deve ao fato de que o necessário para mais oxidação hipotética de óxidos de Mn +4 O2 e Mn +6 O aquecimento de O 3 excede significativamente a temperatura de decomposição dos óxidos resultantes MnO 3 e Mn 2 O 7. Mn +7 2 O 7 + O 2 ≠- esta reação é impossível em princípio, porque +7 é o estado de oxidação mais alto do manganês.
Fe	O mínimo entre os principais estados de oxidação positivos do ferro é +2 , e o mais próximo entre os possíveis - +3 . Apesar do fato de que para o ferro há um estado de oxidação de +6, o óxido ácido FeO 3, no entanto, bem como o ácido "ferro" correspondente, não existe. Assim, dos óxidos de ferro, apenas os óxidos que contêm Fe no estado de oxidação +2 podem reagir com o oxigênio. Ou é óxido de Fe +2 O, ou óxido de ferro misto Fe +2 ,+3 3 O 4 (escala de ferro): 4Fe +2 O + O2 \u003d para=> 2Fe +3 2 O 3 ou 6Fe +2 O + O2 \u003d para=> 2Fe +2,+3 3 O 4 óxido de Fe misto +2,+3 3 O 4 pode ser oxidado a Fe +3 2O3: 4Fe +2 ,+3 3 O 4 + O 2 = para=> 6Fe +3 2 O 3 Fe +3 2 O 3 + O 2 ≠ - o curso desta reação é impossível em princípio, porque óxidos contendo ferro em estado de oxidação superior a +3 não existem.

Óxidos são compostos binários de um elemento com oxigênio no estado de oxidação (-2). Óxidos são compostos característicos de elementos químicos. Não é por acaso que D.I. Mendeleev, ao compilar a tabela periódica, foi guiado pela estequiometria do óxido superior e combinou elementos com a mesma fórmula do óxido superior em um grupo. O óxido mais alto é o óxido no qual o elemento anexou o número máximo possível de átomos de oxigênio para ele. No óxido mais alto, o elemento está em seu estado de oxidação máximo (mais alto). Assim, os óxidos superiores dos elementos do grupo VI, tanto os não-metais S, Se, Te, quanto os metais Cr, Mo, W, são descritos pela mesma fórmula EO 3 . Todos os elementos do grupo apresentam a maior semelhança precisamente no mais alto grau de oxidação. Assim, por exemplo, todos os óxidos superiores de elementos do grupo VI são ácidos.

óxidos- estes são os compostos mais comuns em tecnologias metalúrgicas.

Muitos metais são encontrados na crosta terrestre na forma de óxidos.. Dos óxidos naturais, metais importantes como Fe, Mn, Sn, Cr.

A tabela mostra exemplos de óxidos naturais usados ​​para obter metais.

Eu	Óxido	Mineral
Fe	Fe 2 O 3 e Fe 3 O 4	hematita e magnetita
Mn	MnO2	pirolusita
Cr	FeO . Cr2O3	cromita
Ti	TiO2 e FeO . TiO2	Rutilo e ilmenita
sn	SnO2	Cassiterita

Os óxidos são compostos alvo em várias tecnologias metalúrgicas. Os compostos naturais são primeiro convertidos em óxidos, dos quais o metal é então reduzido. Por exemplo, sulfetos naturais de Zn, Ni, Co, Pb, Mo são queimados, transformando-se em óxidos.

2ZnS + 3O 2 = 2 ZnO + 2SO 2

Hidróxidos e carbonatos naturais sofrem decomposição térmica levando à formação de um óxido.

2MeOOH \u003d Me 2 O 3 + H 2 O

MeCO 3 \u003d MeO + CO 2

Além disso, como os metais, estando no meio ambiente, são oxidados pelo oxigênio atmosférico, e em altas temperaturas, características de muitas indústrias metalúrgicas, a oxidação dos metais é potencializada, sendo necessário o conhecimento das propriedades dos óxidos resultantes.

As razões acima explicam por que os óxidos recebem atenção especial nas discussões da química dos metais.

Entre os elementos químicos dos metais - 85, e muitos metais têm mais de um óxido, portanto, a classe de óxidos inclui um grande número de compostos, e essa multiplicidade dificulta a revisão de suas propriedades. No entanto, tentará identificar:

• propriedades gerais inerentes a todos os óxidos metálicos,
• padrões em mudanças em suas propriedades,
• revelar as propriedades químicas dos óxidos mais amplamente utilizados na metalurgia,
• Vamos apresentar algumas das características físicas importantes dos óxidos metálicos.

óxidos os metais diferem na proporção estequiométrica de átomos de metal e oxigênio. Essas razões estequiométricas determinam o grau de oxidação do metal no óxido.

A tabela lista as fórmulas estequiométricas de óxidos metálicos dependendo do grau de oxidação do metal e indica quais metais são capazes de formar óxidos de um determinado tipo estequiométrico.

Além desses óxidos, que no caso geral podem ser descritos pela fórmula MeO X / 2, onde X é o estado de oxidação do metal, também existem óxidos contendo o metal em diferentes estados de oxidação, por exemplo, Fe 3 O 4 , bem como os chamados óxidos mistos, por exemplo, FeO . Cr2O3.

Nem todos os óxidos metálicos têm composição constante, óxidos de composição variável são conhecidos, por exemplo, TiOx, onde x = 0,88 - 1,20; FeOx, onde x = 1,04 - 1,12, etc.

Os óxidos de S-metal têm apenas um óxido cada. Os metais dos blocos p e d, como regra, possuem vários óxidos, com exceção dos elementos Al, Ga, In e d dos grupos 3 e 12.

Óxidos como MeO e Me 2 O 3 formam quase todos os d-metais de 4 períodos. A maioria dos d-metais dos períodos 5 e 6 são caracterizados por óxidos nos quais o metal está em altos estados de oxidação³ 4. Os óxidos do tipo MeO formam apenas Cd, Hg e Pd; tipo Me 2 O 3 , além de Y e La, forma Au, Rh; prata e ouro formam óxidos do tipo Me 2 O.

Tipos estequiométricos de óxidos metálicos

Estado de oxidação	Tipo de óxido	Metais formando um óxido
+1	Eu 2O	Metais 1 e 11 grupos
+2	MeO	Tudod-metais 4 períodos(exceto Sc), todos os metais 2 e 12 grupos, bem como Sn, Pb; Cd, Hg e Pd
+3	Eu 2 O 3	Quase tudod-metais 4 períodos(exceto Cu e Zn), todos os metais dos grupos 3 e 13, Au, Rh
+4	MeO 2	Metais 4 e 14 grupos e muitos outros d-metais: V, Nb, Ta; Cr, Mo, W; Mn, Tc, Re; Ru, Os; Ir, PT
+5	Eu 2 O 5	Metais5 e 15 grupos
+6	MeO 3	Metais6 grupos
+7	Eu 2 O 7	Metais7 grupos
+8	MeO 4	Os e Ru

Estrutura de óxidos

A grande maioria dos óxidos metálicos em condições normais- são sólidos cristalinos. A exceção é o óxido ácido Mn 2 O 7 (é um líquido verde escuro). Apenas muito poucos cristais de óxidos metálicos ácidos têm uma estrutura molecular, são óxidos ácidos com um metal em estado de oxidação muito alto: RuO 4, OsO4, Mn 2 O 7, Tc 2 O 7, Re 2 O 7.

Na forma mais geral, a estrutura de muitos óxidos metálicos cristalinos pode ser representada como um arranjo tridimensional regular de átomos de oxigênio no espaço; os átomos de metal estão localizados nos vazios entre os átomos de oxigênio. Como o oxigênio é um elemento muito eletronegativo, ele puxa alguns dos elétrons de valência do átomo do metal, convertendo-o em um cátion, e o próprio oxigênio entra em uma forma aniônica e aumenta de tamanho devido à adição de elétrons estranhos. Grandes ânions de oxigênio formam uma rede cristalina e cátions metálicos estão localizados nos vazios entre eles. Somente em óxidos metálicos que estão em um pequeno grau de oxidação e têm um pequeno valor de eletronegatividade, a ligação em óxidos pode ser considerada iônica. Praticamente iônicos são óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Na maioria dos óxidos metálicos, a ligação química é intermediária entre a ligação iônica e a covalente.. Com um aumento no grau de oxidação do metal, a contribuição do componente covalente aumenta.

Estruturas cristalinas de óxidos metálicos

Números de coordenação de metais em óxidos

O metal em óxidos é caracterizado não apenas pelo grau de oxidação, mas também pelo número de coordenação, indicando quantos átomos de oxigênio ele coordena.

Muito comum em óxidos metálicos é o número de coordenação 6, neste caso o cátion metálico está no centro de um octaedro formado por seis átomos de oxigênio. Os octaedros são empacotados em uma rede cristalina de tal forma que a proporção estequiométrica de átomos de metal e oxigênio é mantida. Assim, na rede cristalina do óxido de cálcio, o número de coordenação do cálcio é 6. Os octaedros de oxigênio com o cátion Ca 2+ no centro são combinados entre si de tal forma que cada oxigênio é cercado por seis átomos de cálcio, ou seja, o oxigênio pertence simultaneamente a 6 átomos de cálcio. Diz-se que tal cristal tem (6, 6) coordenação. O primeiro é o número de coordenação do cátion e o segundo é o número de coordenação do ânion. Assim, a fórmula para o óxido de CaO deve ser escrita
CaO 6/6 ≡ CaO.
No óxido de TiO 2 , o metal também está em um ambiente octaédrico de átomos de oxigênio, alguns dos átomos de oxigênio são conectados por arestas opostas e alguns por vértices. Em um cristal de rutilo de TiO 2, a coordenação (6, 3) significa que o oxigênio pertence a três átomos de titânio. Os átomos de titânio formam um paralelepípedo retangular na rede cristalina do rutilo.

As estruturas cristalinas dos óxidos são bastante diversas. Os metais podem estar localizados não apenas em um ambiente octaédrico de átomos de oxigênio, mas também em um ambiente tetraédrico, por exemplo, no óxido BeO ≡ BeO 4|4. No óxido de PbO, que também possui coordenação cristalina (4.4), o chumbo está no topo de um prisma tetragonal, na base do qual existem átomos de oxigênio.

Os átomos de metal podem estar em diferentes ambientes de átomos de oxigênio, por exemplo, em vazios octaédricos e tetraédricos, e o metal está em diferentes estados de oxidação., como por exemplo, em magnetita Fe 3 O 4 ≡ FeO. Fe2O3.

Defeitos nas redes cristalinas explicam a variabilidade na composição de alguns óxidos.

O conceito de estruturas espaciais permite compreender as razões para a formação de óxidos mistos. Nos vazios entre os átomos de oxigênio, pode haver átomos não de um metal, mas de dois diferentes., como,
em cromita FeO . Cr2O3.

Estrutura de rutilo

Algumas propriedades físicas dos óxidos metálicos

A grande maioria dos óxidos em temperaturas normais são sólidos. Eles têm uma densidade menor do que os metais.

Muitos óxidos metálicos são substâncias refratárias. Isso possibilita o uso de óxidos refratários como materiais refratários para fornos metalúrgicos.

O óxido de CaO é produzido em escala industrial na quantidade de 109 milhões de toneladas/ano. É usado para forrar fornos. Óxidos de BeO e MgO também são usados ​​como refratários. O óxido de MgO é um dos poucos refratários que é muito resistente à ação de álcalis fundidos.

Às vezes, a refratariedade dos óxidos cria problemas na obtenção de metais por eletrólise de seus fundidos. Assim, o óxido de Al 2 O 3, que tem um ponto de fusão de cerca de 2000 ° C, deve ser misturado com Na 3 criolita para reduzir a temperatura de fusão para ~ 1000 ° C, e uma corrente elétrica é passada através desse fundido.

Refratários são óxidos de d-metais 5 e 6 períodos Y 2 O 3 (2430), La 2 O 3 (2280), ZrO 2 (2700), HfO 2 (2080), Ta 2 O 5 (1870), Nb 2 O 5 (1490), bem como muitos óxidos do período 4 d-metais (ver tabela). Todos os óxidos de s-metais do grupo 2, assim como Al 2 O 3, Ga 2 O 3, SnO, SnO 2, PbO, têm pontos de fusão elevados (ver tabela).

Baixos pontos de fusão (cerca de C) geralmente possuem óxidos ácidos: RuO 4 (25), OsO 4 (41); Te 2 O 7 (120), Re 2 O 7 (302), ReO 3 (160), CrO 3 (197). Mas alguns óxidos ácidos têm pontos de fusão (oC) bastante elevados: MoO3 (801) WO3 (1473), V2O5 (680).

Alguns dos óxidos básicos dos elementos d que completam a série são frágeis, derretem a baixas temperaturas ou se decompõem quando aquecidos. Decompõe-se quando aquecido HgO (400 o C), Au 2 O 3 (155), Au 2 O, Ag 2 O (200), PtO 2 (400).

Quando aquecidos acima de 400 ° C, todos os óxidos de metais alcalinos também se decompõem com a formação de metal e peróxido. O óxido Li 2 O é mais estável e se decompõe em temperaturas acima de 1000 o C.

A tabela abaixo mostra algumas características dos metais d do período 4, bem como dos metais s e p.

Características dos óxidos metálicos s e p

Eu	Óxido	Cor	T pl., оС	Caráter ácido-base
s-metais
Li	Li2O	branco	Todos os óxidos se decompõem em T > 400 o C, Li 2 O em T > 1000 o C	Todos os óxidos de metais alcalinos são básicos, solúveis em água
N / D	Na2O	branco
K	K2O	amarelo
Rb	Rb2O	amarelo
C	Cs2O	laranja
Ser	BeO	branco	2580	anfotérico
mg	MgO	branco	2850	básico
Ca	CaO	branco	2614	Solubilidade básica e limitada em água
Sr	SrO	branco	2430
BA	BaO	branco	1923
p-metais
Al	Al2O3	branco	2050	anfotérico
Ga	Ga2O3	amarelo	1795	anfotérico
Dentro	Em 2 O 3	amarelo	1910	anfotérico
Tl	Tl2O3	Castanho	716	anfotérico
	Tl2O	Preto	303	básico
sn	SNO	azul-marinho	1040	anfotérico
	SnO2	branco	1630	anfotérico
Pb	PbO	vermelho	Torna-se amarelo em T > 490 o C	anfotérico
	PbO	amarelo	1580	anfotérico
	Pb3O4	vermelho	Dif.
	PbO2	Preto	Dif. A 300ºC	anfotérico

Propriedades quimicas(ver link)

Características dos óxidos de d-metal 4 períodos

	Óxido	Cor	r, g/cm3	T pl., оС	- ΔGo, kJ/mol	- ΔHo, kJ/mol	Predominante Caráter ácido-base
sc	Sc2O3	branco	3,9	2450	1637	1908	básico
Ti	TiO	Castanho	4,9	1780, p.	490	526	básico
	Ti2O3	Tolet	4,6	1830	1434	1518	básico
	TiO2	branco	4,2	1870	945	944	anfotérico
V	VO	cinza	5,8	1830	389	432	básico
	V 2 O 3	Preto	4,9	1970	1161	1219	básico
	VO2	azul	4,3	1545	1429	713	anfotérico
	V 2 O 5	laranja	3,4	680	1054	1552	ácido
Cr	Cr2O3	verde	5,2	2335p	536	1141	anfotérico
	CrO3	vermelho	2,8	197p	513	590	ácido
Mn	MNO	Verde acinzentado	5,2	1842	385	385	básico
	Mn2O3	Castanho	4,5	1000p	958	958	básico
	Mn3O4	Castanho	4,7	1560p	1388	1388
	MnO2	Castanho	5,0	535p	521	521	anfotérico
	Mn2O7	verde	2,4	6,55p		726	ácido
Fe	FeO	Preto	5,7	1400	265	265	básico
	Fe 3 O 4	Preto	5,2	1540p	1117	1117
	Fe2O3	Castanho	5,3	1565 p	822	822	básico
co	COO	Verde acinzentado	5,7	1830	213	239	básico
	Co 3 O 4	Preto	6,1	900p	754	887
Ni	NiO	Verde acinzentado	7,4	1955	239	240	básico
Cu	Cu2O	laranja	6,0	1242	151	173	básico
	CuO	Preto	6,4	800p	134	162	básico
Zn	ZnO	branco	5,7	1975	348	351	anfotérico

Propriedades quimicas(ver link)

O caráter ácido-base dos óxidos depende do grau de oxidação do metal e da natureza do metal.

Quanto menor o estado de oxidação, mais fortes são as propriedades básicas.Se o metal está no estado de oxidação X £ 4 , então seu óxido é básico ou anfótero.

Quanto maior o grau de oxidação, mais pronunciadas as propriedades ácidas.. Se o metal está no estado de oxidação X ≥ 5 , então seu hidróxido é ácido.

Além dos óxidos ácidos e básicos, existem óxidos anfotéricos que exibem simultaneamente propriedades ácidas e básicas..

Todos os óxidos de p-metal são anfotéricos, excetoTl 2 O.

A partir des-metais, apenas o Be possui um óxido anfótero.

Entre os d-metais, os óxidos são anfotéricos ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, Au 2 O 3, e quase todos os óxidos metálicos no estado de oxidação+4 exceto para o ZrO 2 básico e HfO 2 .

A maioria dos óxidos, incluindo Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 e dióxidos metálicos, exibem anfotericidade apenas quando fundidos com álcalis. ZnO, VO 2 , Au 2 O 3 interagem com soluções alcalinas.

Para os óxidos, além das interações ácido-base, ou seja, reações entre óxidos básicos e ácidos e óxidos ácidos, bem como reações de óxidos ácidos e anfotéricos com álcalis, reações redox também são características.

Propriedades redox de óxidos metálicos

Como em qualquer óxido o metal está em um estado oxidado, todos os óxidos, sem exceção, são capazes de exibir propriedades oxidantes.

As reações mais comuns em pirometalurgia- estas são interações redox entre óxidos metálicos e vários agentes redutores, levando à produção de um metal.

Exemplos

2Fe 2 O 3 + 3C \u003d 4Fe + 3CO 2

Fe 3 O 4 + 2C \u003d 3Fe + 2CO 2

MnO 2 + 2C \u003d Mn + 2CO

SnO 2 + C \u003d Sn + 2CO 2

ZnO + C = Zn + CO

Cr 2 O 3 + 2Al \u003d 2Cr + Al 2 O 3

WO 3 + 3H 2 \u003d W + 3H 2 O

Se o metal tiver vários estados de oxidação, com um aumento suficiente da temperatura, torna-se possível decompor o óxido com a liberação de oxigênio.

4CuO \u003d 2Cu 2 O + O 2

3PbO 2 \u003d Pb 3 O 4 + O 2,

2Pb 3 O 4 \u003d O 2 + 6PbO

Alguns óxidos, especialmente óxidos de metais nobres, podem se decompor para formar metal quando aquecidos.

2Ag 2 O \u003d 4Ag + O 2

2Au 2 O 3 \u003d 4Au + 3O 2

As fortes propriedades oxidantes de alguns óxidos são usadas na prática. Por exemplo,

As propriedades oxidantes do óxido de PbO 2 são utilizadas em baterias de chumbo, nas quais uma corrente elétrica é obtida devido a uma reação química entre o PbO 2 e o chumbo metálico.

PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 \u003d 2PbSO 4 + 2H 2 O

As propriedades oxidantes do MnO 2 também são usadas para gerar corrente elétrica em células galvânicas (baterias elétricas).

2MnO 2 + Zn + 2NH 4 Cl = + 2MnOOH

As fortes propriedades oxidantes de alguns óxidos levam à sua interação peculiar com ácidos. Assim, os óxidos PbO 2 e MnO 2 são reduzidos quando dissolvidos em ácido clorídrico concentrado.

MnO 2 + 4HCl \u003d MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O
Se um metal forma vários óxidos, então os óxidos metálicos em um estado de oxidação mais baixo podem oxidar, ou seja, exibir propriedades redutoras.

Propriedades redutoras particularmente fortes são exibidas por óxidos metálicos em estados de oxidação baixos e instáveis, como, por exemplo. TiO, VO, CrO. Quando dissolvidos em água, são oxidados, repondo água. Suas reações com a água são semelhantes às reações de um metal com a água.

2TiO + 2H2O = 2TiOOH + H2.

São substâncias complexas compostas por dois elementos químicos, um dos quais é o oxigênio com estado de oxidação (-2). Fórmula geral dos óxidos: EmOn, Onde m- número de átomos do elemento E, uma né o número de átomos de oxigênio. Os óxidos podem ser sólidos (areia SiO 2 , variedades de quartzo), líquidos (óxido de hidrogênio H 2 O), gasosos (óxidos de carbono: dióxido de carbono CO 2 e gases monóxido de carbono CO).

A nomenclatura dos compostos químicos evoluiu com o acúmulo de material factual. No início, embora o número de compostos conhecidos fosse pequeno, amplamente nomes triviais, não refletindo a composição, estrutura e propriedades de uma substância, - mínimo Pb 3 O 4, litargírio RIO, magnésia MgO óxido de ferro Fe 3 O 4, gás do riso N2O, arsênico branco Como 2 O 3 A nomenclatura trivial foi substituída por semi-sistemático nomenclatura - indicações do número de átomos de oxigênio no composto foram incluídas no nome: nitroso- para baixo óxido- para maiores graus de oxidação; anidrido- para óxidos ácidos.

Atualmente, a transição para a nomenclatura moderna está quase concluída. De acordo com internacional nomenclatura, no título óxido, a valência do elemento deve ser indicada; por exemplo, SO 2 - óxido de enxofre (IV), SO 3 - óxido de enxofre (VI), CrO - óxido de cromo (II), Cr 2 O 3 - óxido de cromo (III), CrO 3 - óxido de cromo (VI).

De acordo com suas propriedades químicas, os óxidos são divididos em formadores de sal e não formadores de sal.

Tipos de óxidos

Não formador de sal tais óxidos são chamados que não interagem com álcalis ou ácidos e não formam sais. Existem poucos deles, a composição inclui não metais.

Formador de sal Os óxidos são chamados aqueles que reagem com ácidos ou bases e formam sal e água.

Entre formador de sal Os óxidos distinguem os óxidos básico, ácido, anfotérico.

Óxidos básicos são óxidos que correspondem a bases. Por exemplo: CuO corresponde à base Cu (OH) 2, Na 2 O - a base de NaOH, Cu 2 O - CuOH, etc.

Óxidos na tabela periódica

Reações típicas de óxidos básicos

1. Óxido básico + ácido \u003d sal + água (reação de troca):

2. Óxido básico + óxido ácido = sal (reação composta):

3. Óxido básico + água = álcali (reação composta):

Óxidos ácidos são aqueles óxidos aos quais os ácidos correspondem. São óxidos não metálicos: N 2 O 5 corresponde a HNO 3, SO 3 - H 2 SO 4, CO 2 - H 2 CO 3, P 2 O 5 - H 4 PO 4 assim como óxidos metálicos com alto valor de estados de oxidação: Cr 2 + 6 O 3 corresponde a H 2 CrO 4 , Mn 2 +7 O 7 - HMnO 4 .

Reações típicas de óxidos ácidos

1. Óxido ácido + base \u003d sal + água (reação de troca):

2. Óxido ácido + sal de óxido básico (reação composta):

3. Óxido ácido + água = ácido (reação composta):

Tal reação é possível somente se o óxido ácido for solúvel em água.

anfotérico chamados óxidos, que, dependendo das condições, exibem propriedades básicas ou ácidas. Estes são ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, V 2 O 5.

Os óxidos anfotéricos não se combinam diretamente com a água.

Reações típicas de óxidos anfotéricos

1. Óxido anfótero + ácido \u003d sal + água (reação de troca):

2. Óxido anfótero + base \u003d sal + água ou composto complexo:

óxidos básicos. Para a Principal referir óxidos metálicos típicos, correspondem a hidróxidos com propriedades de bases.

Obtenção de óxidos básicos

Oxidação de metais quando aquecidos em uma atmosfera de oxigênio.

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

2Cu + O 2 \u003d 2CuO

O método não é aplicável para a produção de óxidos de metais alcalinos. Em reação com o oxigênio, os metais alcalinos geralmente dão peróxidos, então os óxidos de Na 2 O, K 2 O são de difícil acesso.

Torrefação de sulfeto

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2

4FeS 2 + 110 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

O método não é aplicável a sulfetos metálicos ativos que oxidam em sulfatos.

Decomposição de hidróxidos

Cu(OH) 2 \u003d CuO + H 2 O

Esseo método não pode ser usado para obter óxidos de metais alcalinos.

Decomposição de sais de ácidos contendo oxigênio.

VaCO 3 \u003d BaO + CO 2

2Pb (NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4N0 2 + O 2

4FeSO 4 \u003d 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

A decomposição é facilmente realizada para nitratos e carbonatos, incluindo sais básicos.

2 CO 3 \u003d 2ZnO + CO 2 + H 2 O

Obtenção de óxidos ácidos

Os óxidos ácidos são representados por óxidos de não metais ou metais de transição em altos estados de oxidação. Eles podem ser obtidos por métodos semelhantes aos dos óxidos básicos, por exemplo:

1. 4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5
2. 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
3. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O
4. Na 2 SiO 3 + 2HCl \u003d 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O

Óxidos, sua classificação e propriedades são a base de uma ciência tão importante como a química. Eles começam a estudar no primeiro ano de estudo de química. Em ciências exatas como matemática, física e química, todo o material está interconectado, e é por isso que a falha na assimilação do material acarreta um mal-entendido de novos tópicos. Portanto, é muito importante entender o tema dos óxidos e navegá-lo completamente. Vamos tentar falar sobre isso com mais detalhes hoje.

O que são óxidos?

Óxidos, sua classificação e propriedades - é isso que precisa ser entendido primordialmente. Então, o que são óxidos? Você se lembra disso do currículo escolar?

Óxidos (ou óxidos) são compostos binários, que incluem átomos de um elemento eletronegativo (menos eletronegativo que o oxigênio) e oxigênio com um estado de oxidação de -2.

Os óxidos são substâncias incrivelmente comuns em nosso planeta. Exemplos de um composto de óxido são água, ferrugem, alguns corantes, areia e até dióxido de carbono.

Formação de óxido

Os óxidos podem ser obtidos de várias maneiras. A formação de óxidos também é estudada por uma ciência como a química. Óxidos, sua classificação e propriedades - é isso que os cientistas precisam saber para entender como este ou aquele óxido foi formado. Por exemplo, eles podem ser obtidos pela conexão direta de um átomo de oxigênio (ou átomos) com um elemento químico - essa é a interação de elementos químicos. No entanto, há também uma formação indireta de óxidos, isto é, quando os óxidos são formados pela decomposição de ácidos, sais ou bases.

Classificação de óxidos

Os óxidos e sua classificação dependem de como foram formados. De acordo com sua classificação, os óxidos são divididos em apenas dois grupos, sendo o primeiro formador de sal e o segundo não formador de sal. Então, vamos dar uma olhada em ambos os grupos.

Os óxidos formadores de sal são um grupo bastante grande, que é dividido em óxidos anfotéricos, ácidos e básicos. Como resultado de qualquer reação química, os óxidos formadores de sal formam sais. Como regra, a composição dos óxidos formadores de sal inclui elementos de metais e não metais, que, como resultado de uma reação química com a água, formam ácidos, mas ao interagir com bases, formam os ácidos e sais correspondentes.

Óxidos não formadores de sal são óxidos que não formam sais como resultado de uma reação química. Exemplos de tais óxidos são o carbono.

Óxidos anfotéricos

Óxidos, sua classificação e propriedades são conceitos muito importantes em química. Os compostos formadores de sal incluem óxidos anfotéricos.

Óxidos anfotéricos são óxidos que podem apresentar propriedades básicas ou ácidas, dependendo das condições das reações químicas (apresentam anfotericidade). Esses óxidos são formados (cobre, prata, ouro, ferro, rutênio, tungstênio, rutherfórdio, titânio, ítrio e muitos outros). Os óxidos anfotéricos reagem com ácidos fortes e, como resultado de uma reação química, formam sais desses ácidos.

Óxidos de ácido

Ou anidridos são óxidos que, em reações químicas, exibem e também formam ácidos contendo oxigênio. Os anidridos são sempre formados por não-metais típicos, bem como por alguns elementos químicos de transição.

Óxidos, sua classificação e propriedades químicas são conceitos importantes. Por exemplo, os óxidos ácidos têm propriedades químicas completamente diferentes dos anfotéricos. Por exemplo, quando um anidrido interage com a água, o ácido correspondente é formado (a exceção é SiO2 - Anidridos interagem com álcalis e, como resultado de tais reações, água e refrigerante são liberados. Ao interagir com, um sal é formado.

Óxidos básicos

Os óxidos básicos (da palavra "base") são óxidos dos elementos químicos dos metais com estados de oxidação de +1 ou +2. Estes incluem metais alcalinos, alcalino-terrosos, bem como o elemento químico magnésio. Os óxidos básicos diferem dos outros por serem capazes de reagir com ácidos.

Os óxidos básicos interagem com ácidos, em contraste com os óxidos ácidos, bem como com álcalis, água e outros óxidos. Como resultado dessas reações, como regra, os sais são formados.

Propriedades dos óxidos

Se você estudar cuidadosamente as reações de vários óxidos, poderá tirar conclusões independentemente sobre quais propriedades químicas os óxidos são dotados. A propriedade química comum de absolutamente todos os óxidos é o processo redox.

No entanto, todos os óxidos são diferentes uns dos outros. A classificação e propriedades dos óxidos são dois tópicos relacionados.

Óxidos não formadores de sal e suas propriedades químicas

Óxidos não formadores de sal são um grupo de óxidos que não exibem propriedades ácidas, nem básicas, nem anfotéricas. Como resultado de reações químicas com óxidos não formadores de sal, nenhum sal é formado. Anteriormente, esses óxidos eram chamados não formadores de sal, mas indiferentes e indiferentes, mas esses nomes não correspondem às propriedades dos óxidos não formadores de sal. De acordo com suas propriedades, esses óxidos são bastante capazes de reações químicas. Mas existem muito poucos óxidos não formadores de sal; eles são formados por não metais monovalentes e divalentes.

Os óxidos formadores de sal podem ser obtidos a partir de óxidos não formadores de sal como resultado de uma reação química.

Nomenclatura

Quase todos os óxidos costumam ser chamados assim: a palavra "óxido", seguida do nome do elemento químico no caso genitivo. Por exemplo, Al2O3 é óxido de alumínio. Em linguagem química, esse óxido é lido assim: alumínio 2 o 3. Alguns elementos químicos, como o cobre, podem ter vários graus de oxidação, respectivamente, os óxidos também serão diferentes. Então o óxido CuO é o óxido de cobre (dois), ou seja, com um grau de oxidação de 2, e o óxido de Cu2O é o óxido de cobre (três), que tem um grau de oxidação de 3.

Mas existem outros nomes de óxidos, que se distinguem pelo número de átomos de oxigênio no composto. Um monóxido ou monóxido é um óxido que contém apenas um átomo de oxigênio. Dióxidos são aqueles óxidos que contêm dois átomos de oxigênio, conforme indicado pelo prefixo "di". Trióxidos são aqueles óxidos que já contêm três átomos de oxigênio. Nomes como monóxido, dióxido e trióxido já são obsoletos, mas são frequentemente encontrados em livros didáticos, livros e outros manuais.

Existem também os chamados nomes triviais de óxidos, ou seja, aqueles que se desenvolveram historicamente. Por exemplo, CO é o óxido ou monóxido de carbono, mas mesmo os químicos geralmente se referem a essa substância como monóxido de carbono.

Assim, um óxido é uma combinação de oxigênio com um elemento químico. A principal ciência que estuda sua formação e interações é a química. Óxidos, sua classificação e propriedades são vários tópicos importantes na ciência da química, sem a compreensão do qual é impossível entender todo o resto. Óxidos são gases, minerais e pós. Alguns óxidos devem ser conhecidos em detalhes não apenas por cientistas, mas também por pessoas comuns, pois podem até ser perigosos para a vida nesta terra. Os óxidos são um tópico muito interessante e bastante fácil. Os compostos de óxido são muito comuns na vida cotidiana.

A ciência química moderna é uma grande variedade de ramos, e cada um deles, além da base teórica, é de grande importância aplicada e prática. O que quer que você toque, tudo ao redor são produtos da produção química. As seções principais são química inorgânica e orgânica. Considere quais classes principais de substâncias são classificadas como inorgânicas e quais propriedades elas possuem.

Principais categorias de compostos inorgânicos

Estes incluem o seguinte:

1. Óxidos.
2. Sal.
3. Fundações.
4. Ácidos.

Cada uma das classes é representada por uma grande variedade de compostos inorgânicos e é importante em quase qualquer estrutura da atividade econômica e industrial humana. Todas as principais propriedades características desses compostos, estando na natureza e obtendo, são estudadas no curso de química da escola, sem reprovação, nas séries 8-11.

Existe uma tabela geral de óxidos, sais, bases, ácidos, que apresenta exemplos de cada uma das substâncias e seu estado de agregação, estando na natureza. Também mostra interações que descrevem propriedades químicas. No entanto, consideraremos cada uma das classes separadamente e com mais detalhes.

Grupo de compostos - óxidos

4. Reações, como resultado das quais os elementos alteram o CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Água reagente: formação de ácido (exceção de SiO 2)

KO + água = ácido

2. Reações com bases:

CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reações com óxidos básicos: formação de sal

P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. Reações OVR:

CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,

Eles mostram propriedades duplas, interagem de acordo com o princípio do método ácido-base (com ácidos, álcalis, óxidos básicos, óxidos ácidos). Não interagem com a água.

1. Com ácidos: formação de sais e água

AO + ácido \u003d sal + H 2 O

2. Com bases (álcalis): formação de complexos hidroxo

Al 2 O 3 + LiOH + água \u003d Li

3. Reações com óxidos ácidos: preparação de sais

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reações com RO: formação de sais, fusão

MnO + Rb 2 O = sal duplo Rb 2 MnO 2

5. Reações de fusão com álcalis e carbonatos de metais alcalinos: formação de sais

Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O

Não formam ácidos ou álcalis. Eles exibem propriedades altamente específicas.

Cada óxido superior, formado tanto por um metal quanto por um não metal, quando dissolvido em água, dá um ácido ou álcali forte.

Ácidos orgânicos e inorgânicos

Em termos clássicos (com base nas posições de ED - dissociação eletrolítica - ácidos são compostos que se dissociam em cátions H + e ânions de resíduos de An - ácido em meio aquoso. diferentes teorias para hidróxidos.

As fórmulas empíricas de óxidos, bases, ácidos, sais são compostas apenas por símbolos, elementos e índices que indicam sua quantidade em uma substância. Por exemplo, os ácidos inorgânicos são expressos pela fórmula H + resíduo ácido n-. As substâncias orgânicas têm um mapeamento teórico diferente. Além do empírico, é possível escrever uma fórmula estrutural completa e abreviada para eles, que refletirá não apenas a composição e quantidade da molécula, mas também o arranjo dos átomos, sua relação entre si e os principais grupo funcional para ácidos carboxílicos -COOH.

Nos inorgânicos, todos os ácidos são divididos em dois grupos:

• anóxico - HBr, HCN, HCL e outros;
• contendo oxigênio (oxoácidos) - HClO 3 e tudo onde há oxigênio.

Além disso, os ácidos inorgânicos são classificados de acordo com a estabilidade (estável ou estável - tudo exceto carbônico e sulfuroso, instável ou instável - carbônico e sulfuroso). Por força, os ácidos podem ser fortes: sulfúrico, clorídrico, nítrico, perclórico e outros, bem como fracos: sulfeto de hidrogênio, hipocloroso e outros.

A química orgânica não oferece tal diversidade. Os ácidos de natureza orgânica são os ácidos carboxílicos. Sua característica comum é a presença de um grupo funcional -COOH. Por exemplo, HCOOH (antic), CH 3 COOH (acético), C 17 H 35 COOH (esteárico) e outros.

Existem vários ácidos, que são especialmente enfatizados ao considerar este tópico em um curso de química escolar.

1. Sal.
2. Azoto.
3. Ortofosfórico.
4. Hidrobrômico.
5. Carvão.
6. Iodo.
7. Sulfúrico.
8. Acético ou etano.
9. Butano ou óleo.
10. Benzoico.

Esses 10 ácidos em química são as substâncias fundamentais da classe correspondente tanto no curso escolar como em geral na indústria e na síntese.

Propriedades dos ácidos inorgânicos

As principais propriedades físicas devem ser atribuídas principalmente a um estado diferente de agregação. Afinal, existem vários ácidos que têm a forma de cristais ou pós (bórico, ortofosfórico) em condições normais. A grande maioria dos ácidos inorgânicos conhecidos são líquidos diferentes. Os pontos de ebulição e fusão também variam.

Os ácidos podem causar queimaduras graves, pois têm o poder de destruir os tecidos orgânicos e a pele. Os indicadores são usados ​​para detectar ácidos:

• laranja de metila (em ambiente normal - laranja, em ácidos - vermelho),
• tornassol (em neutro - violeta, em ácidos - vermelho) ou alguns outros.

As propriedades químicas mais importantes incluem a capacidade de interagir com substâncias simples e complexas.

Propriedades químicas dos ácidos inorgânicos

Com o que eles interagem?	Exemplo de reação
1. Com substâncias-metais simples. Um pré-requisito: o metal deve estar no ECHRNM antes do hidrogênio, uma vez que os metais que estão após o hidrogênio não são capazes de deslocá-lo da composição de ácidos. Como resultado da reação, o hidrogênio é sempre formado na forma de um gás e um sal.
2. Com bases. O resultado da reação é sal e água. Tais reações de ácidos fortes com álcalis são chamadas de reações de neutralização.	Qualquer ácido (forte) + base solúvel = sal e água
3. Com hidróxidos anfotéricos. Resumindo: sal e água.	2HNO 2 + hidróxido de berílio \u003d Be (NO 2) 2 (sal médio) + 2H 2 O
4. Com óxidos básicos. Resultado: água, sal.	2HCL + FeO = cloreto de ferro (II) + H 2 O
5. Com óxidos anfotéricos. Efeito final: sal e água.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Com sais formados por ácidos mais fracos. Efeito final: sal e ácido fraco.	2HBr + MgCO 3 = brometo de magnésio + H 2 O + CO 2

Ao interagir com metais, nem todos os ácidos reagem da mesma maneira. A química (nono ano) na escola envolve um estudo muito superficial de tais reações, no entanto, mesmo neste nível, as propriedades específicas do ácido nítrico e sulfúrico concentrado são consideradas ao interagir com metais.

Hidróxidos: bases alcalinas, anfotéricas e insolúveis

Óxidos, sais, bases, ácidos - todas essas classes de substâncias têm uma natureza química comum, explicada pela estrutura da rede cristalina, bem como pela influência mútua dos átomos na composição das moléculas. No entanto, se para óxidos foi possível dar uma definição muito específica, então para ácidos e bases é mais difícil fazê-lo.

Assim como os ácidos, de acordo com a teoria ED, as bases são substâncias que podem se decompor em uma solução aquosa em cátions metálicos Me n + e ânions de grupos hidroxo OH - .

• Solúvel ou alcalino (bases fortes que se alteram Formadas por metais dos grupos I, II. Exemplo: KOH, NaOH, LiOH (ou seja, são considerados apenas os elementos dos subgrupos principais);
• Ligeiramente solúvel ou insolúvel (força média, não altere a cor dos indicadores). Exemplo: hidróxido de magnésio, ferro (II), (III) e outros.
• Molecular (bases fracas, em meio aquoso elas se dissociam reversivelmente em íons-moléculas). Exemplo: N2H4, aminas, amoníaco.
• Hidróxidos anfotéricos (apresentam propriedades de ácido básico duplo). Exemplo: berílio, zinco e assim por diante.

Cada grupo representado é estudado no curso de química da escola na seção "Fundamentos". Os graus de química 8-9 envolvem um estudo detalhado de álcalis e compostos pouco solúveis.

As principais propriedades características das bases

Todos os álcalis e compostos pouco solúveis são encontrados na natureza em estado sólido cristalino. Ao mesmo tempo, seus pontos de fusão são, como regra, hidróxidos baixos e pouco solúveis se decompõem quando aquecidos. A cor básica é diferente. Se os álcalis são brancos, então os cristais de bases moleculares e pouco solúveis podem ser de cores muito diferentes. A solubilidade da maioria dos compostos desta classe pode ser visualizada na tabela, que apresenta as fórmulas de óxidos, bases, ácidos, sais, mostra sua solubilidade.

Os álcalis são capazes de alterar a cor dos indicadores da seguinte forma: fenolftaleína - framboesa, laranja de metila - amarelo. Isto é assegurado pela presença livre de grupos hidroxo em solução. É por isso que bases pouco solúveis não dão essa reação.

As propriedades químicas de cada grupo de bases são diferentes.

Propriedades quimicas
álcalis	bases pouco solúveis	Hidróxidos anfotéricos
I. Interagir com KO (total - sal e água): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + água II. Interagir com ácidos (sal e água): reações de neutralização convencionais (ver ácidos) III. Interaja com AO para formar um hidroxocomplexo de sal e água: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ou Na 2 4. Interagir com hidróxidos anfotéricos para formar sais complexos de hidroxo: O mesmo que com AO, só que sem água V. Interagir com sais solúveis para formar hidróxidos e sais insolúveis: 3CsOH + cloreto de ferro (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Interage com zinco e alumínio em solução aquosa para formar sais e hidrogênio: 2RbOH + 2Al + água = complexo com íon hidróxido 2Rb + 3H 2	I. Quando aquecidos, eles podem se decompor: hidróxido insolúvel = óxido + água II. Reações com ácidos (total: sal e água): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + água III. Interaja com KO: Me + n (OH) n + KO \u003d sal + H 2 O	I. Reage com ácidos para formar sal e água: (II) + 2HBr = CuBr 2 + água II. Reage com álcalis: resultado - sal e água (condição: fusão) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d sal + 2H 2 O III. Eles reagem com hidróxidos fortes: o resultado são sais, se a reação ocorrer em uma solução aquosa: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Estas são as propriedades mais químicas que as bases exibem. A química das bases é bastante simples e obedece às leis gerais de todos os compostos inorgânicos.

Classe de sais inorgânicos. Classificação, propriedades físicas

Com base nas disposições do ED, os sais podem ser chamados de compostos inorgânicos que se dissociam em uma solução aquosa em cátions metálicos Me + n e ânions de resíduos ácidos An n- . Então você pode imaginar o sal. A química dá mais de uma definição, mas esta é a mais precisa.

Ao mesmo tempo, de acordo com sua natureza química, todos os sais são divididos em:

• Ácido (contendo um cátion hidrogênio). Exemplo: NaHSO4.
• Básico (com um grupo hidroxo). Exemplo: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Meio (consiste apenas em um cátion metálico e um resíduo ácido). Exemplo: NaCL, CaSO4.
• Duplo (incluir dois cátions metálicos diferentes). Exemplo: NaAl(SO 4) 3.
• Complexo (hidroxocomplexos, aquacomplexos e outros). Exemplo: K 2 .

As fórmulas dos sais refletem sua natureza química e também falam da composição qualitativa e quantitativa da molécula.

Óxidos, sais, bases, ácidos têm solubilidades diferentes, que podem ser observadas na tabela correspondente.

Se falamos sobre o estado de agregação de sais, você precisa observar sua uniformidade. Eles existem apenas no estado sólido, cristalino ou em pó. O esquema de cores é bastante variado. As soluções de sais complexos, como regra, têm cores saturadas brilhantes.

Interações químicas para a classe de sais médios

Eles têm propriedades químicas semelhantes de bases, ácidos, sais. Os óxidos, como já consideramos, diferem um pouco deles nesse fator.

No total, 4 tipos principais de interações podem ser distinguidos para sais médios.

I. Interação com ácidos (apenas fortes em termos de ED) com a formação de outro sal e um ácido fraco:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reações com hidróxidos solúveis com aparecimento de sais e bases insolúveis:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sal solúvel + Cu(OH) 2 base insolúvel

III. Interação com outro sal solúvel para formar um sal insolúvel e um solúvel:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

4. Reações com metais à esquerda do que forma o sal no EHRNM. Neste caso, o metal que entra na reação não deve, em condições normais, interagir com a água:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Estes são os principais tipos de interações que são característicos dos sais médios. As fórmulas de sais complexos, básicos, duplos e ácidos falam por si sobre a especificidade das propriedades químicas manifestadas.

As fórmulas de óxidos, bases, ácidos, sais refletem a essência química de todos os representantes dessas classes de compostos inorgânicos e, além disso, dão uma ideia do nome da substância e de suas propriedades físicas. Portanto, atenção especial deve ser dada à sua escrita. Uma enorme variedade de compostos nos oferece uma ciência geralmente incrível - a química. Óxidos, bases, ácidos, sais - esta é apenas uma parte da vasta variedade.