Instrução

Você precisa ter uma boa compreensão de como as propriedades mudam elementos químicos dependendo de sua localização no D.I. Mendeleiev. Então repita, estrutura eletrônicaátomos (o grau de oxidação dos elementos depende disso) e assim por diante.

Sem recorrer a ação prática, você poderá determinar a natureza do óxido usando apenas a tabela periódica. Afinal, sabe-se que em períodos, no sentido da esquerda para a direita, as propriedades alcalinas dos óxidos mudam para anfotéricas e depois para ácidas. Por exemplo, no período III, o óxido de sódio (Na2O) tem as principais propriedades, o composto de alumínio com oxigênio (Al2O3) tem um caráter e óxido de cloro (ClO2) -.

Tenha em mente que nos principais subgrupos, as propriedades alcalinas dos óxidos aumentam de cima para baixo, enquanto a acidez, pelo contrário, enfraquece. Assim, no grupo I, o óxido de césio (CsO) tem uma basicidade mais forte do que o óxido de lítio (LiO). No grupo V, o óxido nítrico (III) é ácido e o óxido (Bi2O5) já é básico.

Primeiro, pegue dois tubos de ensaio limpos. Das garrafas, usando uma espátula química, despeje CaO em uma e P2O5 na outra. Em seguida, despeje 5-10 ml de água destilada em ambos os reagentes. Mexa com uma vareta de vidro até que o pó esteja completamente dissolvido. Mergulhe pedaços de papel de tornassol em ambos os tubos de ensaio. Lá, o indicador se tornará de cor azul, o que comprova o caráter básico do composto em estudo. Em um tubo de ensaio com óxido de fósforo (V), o papel ficará vermelho, portanto, P2O5 -.

Como o óxido de zinco é insolúvel em água, teste-o com ácido e hidróxido para provar que é anfotérico. Em ambos os casos, os cristais de ZnO entrarão em reação química. Por exemplo:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4→ Zn3(PO4)2↓ + 3H2O

Nota

Lembre-se, a natureza das propriedades do óxido depende diretamente da valência do elemento incluído em sua composição.

Conselho útil

Não se esqueça que ainda existem óxidos ditos indiferentes (não formadores de sal) que não reagem em condições normais nem hidróxidos nem ácidos. Estes incluem óxidos de não metais com valências I e II, por exemplo: SiO, CO, NO, N2O, etc., mas também existem os “metálicos”: MnO2 e alguns outros.

Fontes:

• caráter básico dos óxidos

Óxido cálcio- Isso é cal virgem comum. Mas, apesar de uma natureza tão simples, esta substância é muito utilizada em atividade econômica. Desde a construção, como base para o cimento de cal, até o cozimento, como aditivo alimentar E-529, óxido cálcio encontra aplicação. O óxido pode ser obtido em condições industriais e domésticas cálcio de carbonato cálcio reação decomposição termal.

Você vai precisar

• Carbonato de cálcio na forma de calcário ou giz. Cadinho cerâmico para recozimento. Maçarico de propano ou acetileno.

Instrução

Prepare o cadinho para recozimento de carbonato. Monte-o firmemente em suportes à prova de fogo ou acessórios especiais. O cadinho deve ser firmemente instalado e, se possível, seguro.

Moer o carbonato cálcio. A moagem deve ser feita para uma melhor transferência de calor no interior. Não é necessário moer calcário ou giz em pó. É o suficiente para produzir uma moagem não homogênea áspera.

Encha o cadinho de recozimento com carbonato triturado cálcio. Não encha o cadinho completamente, pois quando o dióxido de carbono é liberado, parte da substância pode ser jogada fora. Encha o cadinho até cerca de um terço ou menos.

Comece a aquecer o cadinho. Instale bem e prenda-o. Efetuar o aquecimento suave do cadinho com lados diferentes para evitar sua destruição devido à expansão térmica desigual. Continue aquecendo o cadinho no queimador de gás. Depois de um tempo, a decomposição térmica do carbonato começará cálcio.

Espere passagem completa decadência térmica. Durante a reação, as camadas superiores da substância no cadinho podem ser mal aquecidas. Eles podem ser misturados várias vezes com uma espátula de aço.

Vídeos relacionados

Nota

Tenha cuidado ao trabalhar com um queimador a gás e um cadinho aquecido. Durante a reação, o cadinho será aquecido a uma temperatura acima de 1200 graus Celsius.

Conselho útil

Em vez de tentar fazer o seu próprio grandes quantidadesóxido de cálcio (por exemplo, para a produção subsequente de cimento de cal), é melhor comprar o produto acabado em pregões especializados.

Fontes:

• Escreva as equações de reação que você pode usar para

De acordo com as visões geralmente aceitas, os ácidos são substâncias complexas que consistem em um ou mais átomos de hidrogênio que podem ser substituídos por átomos de metal e resíduos ácidos. Eles são divididos em anóxicos e contendo oxigênio, monobásicos e polibásicos, fortes, fracos, etc. Como determinar se uma substância tem propriedades ácidas?

Você vai precisar

• - papel indicador ou solução de tornassol;
• - ácido clorídrico (de preferência diluído);
• - pó de carbonato de sódio (carbonato de sódio);
• - um pouco de nitrato de prata em solução;
• - frascos ou béqueres de fundo chato.

Instrução

O primeiro e mais fácil teste é um teste usando papel de tornassol indicador ou solução de tornassol. Se a tira de papel ou solução tiver um tom rosa, então há íons de hidrogênio na substância de teste, e isso é um sinal claro de ácido. Você pode facilmente entender que quanto mais intensa a cor (até vermelho-bordeaux), o ácido.

Existem muitas outras maneiras de verificar. Por exemplo, você tem a tarefa de determinar se um líquido transparente é ácido clorídrico. Como fazer isso? Você conhece a reação ao íon cloreto. Ele é detectado pela adição de pequenas quantidades de solução de lápis-lazúli - AgNO3.

Despeje um pouco do líquido investigado em um recipiente separado e pingue um pouco da solução de lápis-lazúli. Neste caso, um precipitado branco "coalhado" de cloreto de prata insolúvel cairá instantaneamente. Ou seja, definitivamente existe um íon cloreto na composição de uma molécula de substância. Mas talvez ainda não seja, mas uma solução de algum tipo de sal contendo cloro? Tipo cloreto de sódio?

Lembre-se de outra propriedade dos ácidos. Ácidos fortes(e entre eles, claro, está o clorídrico) pode deslocar ácidos fracos deles. Coloque um pouco de soda em pó - Na2CO3 em um frasco ou béquer e adicione lentamente o líquido de teste. Se um silvo é ouvido imediatamente e o pó literalmente “ferve” - não restará dúvida - este é o ácido clorídrico.

Por quê? Porque tal reação: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3. Formado ácido carbónico, que é tão fraco que se decompõe instantaneamente em água e dióxido de carbono. Foram suas bolhas que causaram esse "ferver e assobio".

Vídeos relacionados

Nota

O ácido clorídrico, mesmo diluído, é corrosivo! Lembre-se das precauções de segurança.

Conselho útil

Em nenhum caso você deve recorrer a testes de sabor (se a língua estiver azeda, então há ácido). No mínimo, pode ser muito perigoso! Afinal, muitos ácidos são extremamente cáusticos.

Fontes:

• como as propriedades do ácido mudam em 2019

O fósforo é um elemento químico que possui o 15º número de série na tabela periódica. Ele está localizado em seu grupo V. Um clássico não-metal descoberto pelo alquimista Brand em 1669. Existem três modificações principais do fósforo: vermelho (que faz parte da mistura para acender fósforos), branco e preto. Em muito altas pressões(cerca de 8,3 * 10 ^ 10 Pa), o fósforo preto passa para outro estado alotrófico (“fósforo metálico”) e começa a conduzir corrente. fósforo em várias substâncias?

Instrução

Lembre-se grau. Este é o valor correspondente à carga do íon na molécula, desde que os pares de elétrons que realizam a ligação sejam deslocados para o elemento mais eletronegativo (localizado à direita e acima na Tabela Periódica).

Você também precisa saber a condição principal: a quantidade cargas eletricas de todos os íons que compõem a molécula, levando em conta os coeficientes, deve ser sempre igual a zero.

O estado de oxidação nem sempre coincide quantitativamente com a valência. melhor exemplo- carbono, que em orgânico sempre tem igual a 4, e o estado de oxidação pode ser igual a -4, e 0, e +2, e +4.

Qual é o estado de oxidação em uma molécula de fosfina PH3, por exemplo? Com tudo isso dito, esta pergunta é muito fácil de responder. Como o hidrogênio é o primeiro elemento da Tabela Periódica, ele, por definição, não pode ser localizado "mais à direita e mais alto" do que. Portanto, é o fósforo que atrairá os elétrons de hidrogênio para si.

Cada átomo de hidrogênio, tendo perdido um elétron, se transformará em um íon de oxidação carregado positivamente +1. Portanto, o total carga positivaé +3. Então, levando em conta a regra de que a carga total da molécula zero, o estado de oxidação do fósforo na molécula de fosfina é -3.

Bem, qual é o estado de oxidação do fósforo no óxido P2O5? Pegue a tabela periódica. O oxigênio está localizado no grupo VI, à direita do fósforo, e também mais alto, portanto, é definitivamente mais eletronegativo. Ou seja, o estado de oxidação do oxigênio neste composto será com um sinal de menos e o fósforo com um sinal de mais. Quais são esses graus para que a molécula como um todo seja neutra? Pode-se ver facilmente que o mínimo múltiplo comum dos números 2 e 5 é 10. Portanto, o estado de oxidação do oxigênio é -2 e o do fósforo é +5.

Vídeos relacionados

Compostos químicos que consistem em oxigênio e qualquer outro elemento sistema periódico são chamados de óxidos. Dependendo de suas propriedades, eles são classificados em básicos, anfotéricos e ácidos. A natureza dos óxidos pode ser determinada teórica e praticamente.

Você vai precisar

• - sistema periódico;
• - vidraria;
• - reagentes químicos.

Instrução

Você precisa ter uma boa ideia de como as propriedades dos elementos químicos mudam dependendo de sua localização na tabela D.I.. Mendeleiev. Então repita lei periódica, a estrutura eletrônica dos átomos (o grau de oxidação dos elementos depende disso), e assim por diante.

Sem recorrer a passos práticos, você pode estabelecer a natureza do óxido usando apenas a tabela periódica. Afinal, sabe-se que em períodos, no sentido da esquerda para a direita, as propriedades alcalinas dos óxidos mudam para anfotéricas e depois para ácidas. Por exemplo, no período III, o óxido de sódio (Na2O) apresenta propriedades básicas, o composto de alumínio com oxigênio (Al2O3) é anfotérico e o óxido de cloro (ClO2) é ácido.

Tenha em mente que nos principais subgrupos, as propriedades alcalinas dos óxidos aumentam de cima para baixo, enquanto a acidez, pelo contrário, enfraquece. Assim, no grupo I, o óxido de césio (CsO) tem uma basicidade mais forte do que o óxido de lítio (LiO). No grupo V, o óxido nítrico (III) é ácido e o óxido de bismuto (Bi2O5) já é básico.

Outra maneira de determinar a natureza dos óxidos. Suponha que recebemos uma tarefa empiricamente comprovar as propriedades básicas, anfotéricas e ácidas do óxido de cálcio (CaO), óxido de fósforo pentavalente (P2O5(V)) e óxido de zinco (ZnO).

Primeiro, pegue dois tubos de ensaio limpos. Das garrafas, usando uma espátula química, despeje CaO em uma e P2O5 na outra. Em seguida, despeje 5-10 ml de água destilada em ambos os reagentes. Mexa com uma vareta de vidro até que o pó esteja completamente dissolvido. Mergulhe pedaços de papel de tornassol em ambos os tubos de ensaio. Onde o óxido de cálcio estiver localizado, o indicador ficará azul, o que é uma evidência da natureza básica do composto em estudo. Em um tubo de ensaio com óxido de fósforo (V), o papel ficará vermelho, portanto, P2O5 é um óxido ácido.

Como o óxido de zinco é insolúvel em água, teste-o com ácido e hidróxido para provar que é anfotérico. Em ambos os casos, os cristais de ZnO entrarão em uma reação química. Por exemplo:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 Zn3(PO4)2 + 3H2O

Nota

Lembre-se, a natureza das propriedades do óxido depende diretamente da valência do elemento incluído em sua composição.

Conselho útil

Não se esqueça que ainda existem óxidos ditos indiferentes (não formadores de sal) que não reagem em condições normais com hidróxidos ou ácidos. Estes incluem óxidos de não metais com valências I e II, por exemplo: SiO, CO, NO, N2O, etc., mas também existem os “metálicos”: MnO2 e alguns outros.

Atenção, somente HOJE!

Tudo interessante

Dependendo das propriedades ácido-base dos elementos químicos, possíveis reações. Além disso, essas propriedades afetam não apenas o elemento, mas também suas conexões. O que são propriedades ácido-base
As principais propriedades são...

Aulas essenciais compostos inorgânicosóxidos, ácidos, bases, hidróxidos anfotéricos e sal. Cada uma dessas classes tem seu próprio propriedades gerais e métodos de obtenção. Até o momento, existem mais de 100 mil diferentes ...

Um dos principais conceitos em química são 2 conceitos: "substâncias simples" e "substâncias complexas". Os primeiros são formados por átomos de um elemento químico e são divididos em não metais e metais. Óxidos, hidróxidos, sais são classes...

Existem 3 tipos de óxido de cobre. Eles diferem entre si em valência. Assim, existem óxidos de cobre monovalentes, bivalentes e trivalentes. Cada óxido tem suas próprias propriedades químicas. Instrução 1 Óxido de cobre (I) - Cu2O. NO…

O cloro é capaz de formar vários óxidos diferentes. Todos eles são usados ​​na indústria em grandes volumes, pois estão em demanda em muitas áreas da indústria. O cloro se forma com o oxigênio linha inteiraóxidos, número total qual é…

O conhecimento das propriedades químicas dos ácidos, em particular, sua interação com os óxidos, servirá bom serviço em uma variedade de tarefas de química. Isso vai decidir tarefas de cálculo, realizar uma cadeia de transformações, concluir tarefas ...

Existem muitas substâncias inorgânicas, que são divididas em classes. Para classificar corretamente os compostos propostos, é necessário ter uma ideia das características estruturais de cada grupo de substâncias, das quais existem apenas quatro. ...

Um equivalente é a quantidade de um elemento químico que se liga ou substitui um mol de átomos de hidrogênio. Assim, a massa de um equivalente é chamada de massa equivalente (Me), e é expressa em g/mol. Antes que os alunos de química muitas vezes ...

O óxido é um composto químico que consiste em dois elementos. Um dos elementos do óxido é o oxigênio. Por natureza, os óxidos são classificados em ácidos e básicos. A acidez ou basicidade pode ser comprovada conhecendo as propriedades químicas das substâncias e ...

As propriedades químicas de uma substância é a capacidade de alterar sua composição durante as reações químicas. A reação pode ocorrer na forma de autodecomposição ou em interação com outras substâncias. As propriedades de uma substância dependem não apenas de sua composição, mas também ...

Óxidos (óxidos) são chamados compostos químicos, que consiste em dois elementos, um dos quais é .

As substâncias não formadoras de sal são assim chamadas porque não formam sais durante as reações químicas com outras substâncias. Estes incluem H 2 O, monóxido de carbono CO, óxido nítrico NO. Os óxidos formadores de sal são divididos em básicos, ácidos e anfotéricos (Tabela 2).
Principal são chamados , que correspondem a relacionados com a classe de bases. Básico reage com ácidos para formar sal e água.
Óxidos básicos são óxidos metálicos. Eles são iônicos ligação química. Para metais que fazem parte dos óxidos básicos, não é superior a 3. Exemplos típicos os principais óxidos são óxido de cálcio CaO, óxido de bário BaO, óxido de cobre CuO, óxido de ferro Fe 2 O 8, etc.

Os nomes dos óxidos básicos são comparativamente simples. Se o metal, que faz parte do óxido básico, tem uma constante, seu óxido é chamado óxido, por exemplo, óxido de sódio Na 2 O, óxido de potássio K 2 O, óxido de magnésio MgO, etc. valência mais baixa, chamado óxido, por exemplo Fe 2 O 3 - óxido de ferro, FeO - óxido de ferro, CuO - óxido de cobre, Cu 2 O - óxido de cobre.

Anote a definição de óxidos em seu caderno.

Óxidos ácidos são óxidos, que correspondem a ácidos e que, reagindo com bases, formam sal e água.

Óxidos de ácido são principalmente óxidos de não metais. Suas moléculas são construídas de acordo com tipo covalente conexões. A valência de não-metais em óxidos é geralmente 3 ou superior. Exemplos típicos de óxidos ácidos são dióxido de enxofre SO 2 , dióxido de carbono CO 2 , anidrido sulfúrico SO3.
O nome de um óxido ácido é frequentemente baseado no número de átomos de oxigênio em sua molécula, por exemplo, CO 2 é dióxido de carbono, SO 3 é trióxido de enxofre, etc. usado em relação a óxidos ácidos, por exemplo CO 2 - anidrido carbônico, SO 3 - anidrido sulfúrico, P 2 O 5 - anidrido fosfórico, etc. Você encontrará uma explicação para esses nomes ao estudar as propriedades dos óxidos.

De acordo com o sistema de nomenclatura moderno, todos os óxidos são chamados em uma palavra"óxido", e se o elemento pode ter Significados diferentes valência, eles são indicados por um numeral romano ao lado deles entre parênteses. Por exemplo, Fe 2 O 3 - óxido de ferro (III), SO 3 - (VI).
Usando o sistema periódico, é conveniente determinar a natureza do óxido mais alto de um elemento. Pode-se dizer com confiança, por exemplo, que os óxidos superiores dos elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II são óxidos básicos típicos, pois esses elementos são típicos. Óxidos superiores de elementos dos principais subgrupos V, VI, Grupo VII- óxidos ácidos típicos, uma vez que os elementos que os formam são não metais:
Muitas vezes acontece que, localizados nos grupos IV-VII, formam óxidos superiores de natureza ácida, por exemplo, formam óxidos superiores de Mn 2 O 7 e CrO 3, que são ácidos e são chamados respectivamente de manganês e anidrido crômico.

■ 46. Indique entre as substâncias listadas abaixo aquelas que são óxidos: CaO; FeCO3; NaNO3; SiO2; CO2; Ba(OH)2; R2O5; H2CO3; PbO HNO3; FeO; SO3; MgCO3; MNO; CuO; Na2O; V2O6; Ti02. A que grupo de óxidos eles pertencem? Nomeie os óxidos dados de acordo com o sistema moderno. ()

Propriedades químicas dos óxidos

Apesar do fato de que as moléculas de muitos óxidos são construídas de acordo com tipo iônico, não são eletrólitos, pois não se dissolvem na água no sentido em que entendemos a dissolução. Alguns deles só podem interagir com a água, formando produtos solúveis. Mas então não são os óxidos que se dissociam, mas os produtos de sua interação com a água. Nesse caminho, dissociação eletrolíticaóxidos não são expostos. Mas durante a fusão, eles podem sofrer dissociação térmica - decair em íons na fusão.
É mais conveniente considerar primeiro as propriedades dos óxidos básicos e ácidos.
Todos os óxidos básicos são sólidos, inodoros e podem ter cores diferentes: o óxido de magnésio é branco, o óxido de ferro é marrom-ferrugem, o óxido de cobre é preto.

Por propriedades físicas entre os óxidos ácidos existem sólidos (dióxido de silício SiO 2, anidrido fosfórico P 2 O 5, anidrido sulfúrico SO 3), gasosos (dióxido de enxofre SO 2, dióxido de carbono CO 2). Às vezes, os anidridos têm cor e cheiro.
Por propriedades quimicasóxidos básicos e ácidos são muito diferentes um do outro. Considerando-os, sempre traçaremos um paralelo entre óxidos básicos e ácidos.

Óxidos básicos	Óxidos de ácido
1. Óxidos básicos e ácidos podem reagir com água
CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 CaO + H 2 O \u003d Ca 2+ + 2OH - Neste caso, os óxidos básicos formam álcalis (bases). Esta propriedade explica a formulação da definição de que óxidos básicos correspondem a bases. Nem todos os óxidos básicos entram diretamente na reação do composto com a água, mas apenas os óxidos mais metais ativos(sódio, potássio, cálcio, bário, etc.).	SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 SO 3 + H2O \u003d 2H + + SO 2 4 - Os óxidos ácidos reagem com a água para formar ácidos. Esta propriedade explica o nome "anidrido" (ácido desprovido de água). Além disso, esta propriedade explica a formulação da definição de que ácidos correspondem a óxidos ácidos. Mas nem todos os óxidos ácidos podem reagir diretamente com a água. O dióxido de silício SiO 2 e alguns outros não reagem com a água.
2. Óxidos básicos interagem com ácidos, formando sal e água: CuO + H2SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O CuO + 2H + SO 2 4 - \u003d Cu 2+ + SO 2 4 - + H 2 O abreviado CuO + 2H + \u003d Cu 2+ + H 2 O
3. Os óxidos básicos e ácidos podem entre si: CaO + SiO 2 \u003d CaSiO 3 quando fundido
Obtenção de óxidos
	1. Oxidação de não metais com oxigênio S + O2 = SO2
2. Decomposição de bases: Cu (OH) 2 \u003d CuO + H 2 O	2. Decomposição de ácidos: H 2 CO 3 \u003d H 2 O + CO 2
3. Decomposição de alguns sais (neste caso, um óxido básico é formado e o outro é ácido): CaCO 3 \u003d CaO + CO 2

Os óxidos anfotéricos são óxidos que têm propriedades duais e se comportam em algumas condições como básicos e em outras como ácidos. Óxidos anfotéricos incluem óxidos de Al 2 O 3 , ZnO e muitos outros.

Considere as propriedades dos óxidos anfotéricos usando o óxido de zinco ZnO como exemplo. Os óxidos anfotéricos geralmente correspondem aos fracos, que praticamente não se dissociam, portanto os óxidos anfotéricos não interagem com a água. No entanto, de acordo com seus Natureza dupla eles podem reagir com ácidos e álcalis:
ZnO + H 2 SO 4 \u003d ZnSO 4 + H 2 O

ZnO + 2H + + SO 2 4 - \u003d Zn 2+ + SO 2 4 - + H2O
ZnO + 2H + = Zn 2+ + H 2 O
Nesta reação, o óxido de zinco se comporta como um
óxido.
Se o óxido de zinco entra em um ambiente alcalino, então ele se comporta como um óxido ácido, ao qual corresponde o ácido H 2 ZnO 2 (a fórmula é fácil de encontrar se você adicionar mentalmente água H 2 O à fórmula do óxido de zinco). Portanto, a equação para a reação do óxido de zinco com o álcali é escrita como segue:
ZnO + 2NaOH \u003d Na 2 ZnO 2 + H 2 O
zincato de sódio ( sal solúvel)
ZnO + 2Na + + 2OH - \u003d 2Na + + ZnO 2 2 - + H 2 O
Abreviado:
ZnO + 2OH - \u003d ZnO 2 2 - + H 2 O

■ 47. Quanto dióxido de carbono será produzido pela queima de 6 g de carvão? Se você esqueceu como resolver problemas em equações químicas, consulte o Apêndice 1 e, em seguida, resolva este problema. ()
48. Quantos gramas de moléculas de óxido de cobre serão necessários para reagir com 49 g de ácido sulfúrico? (Você pode aprender sobre o que é uma grama-molécula e como usar esse conceito em cálculos lendo o Apêndice 1 na página 374).
49. Quanto ácido sulfúrico pode ser obtido pela reação de 4 gramas de moléculas de anidrido sulfúrico com água?
50. Que volume de oxigênio será usado para queimar 8 g de enxofre? (O problema é resolvido usando o conceito de "o volume de uma grama-molécula de gás",).
51. Como fazer transformações:

Escreva as equações da reação na forma molecular e iônica completa.

52. Que óxidos são obtidos pela decomposição dos seguintes hidróxidos: CuOH. Fe(OH)3, H2SiO3, Al(OH)3, H2SO3? Explique com equações de reação.
53. Com qual substâncias listadas o óxido de bário reagirá: a), b), c) óxido de potássio; d) óxido de cobre, e) hidróxido de cálcio; e) ácido fosfórico; g) dióxido de enxofre? Escreva as fórmulas para todas as substâncias listadas. Sempre que possível, escreva as equações da reação na forma molecular, iônica completa e iônica abreviada.
54. Sugira um método para obtenção de óxido de cobre CuO, a partir de sulfato de cobre, água e sódio metálico. ()

Determinação da natureza das propriedades de óxidos superiores usando o sistema periódico

elementos de D. I. Mendeleev
Sabendo que os metais mais típicos estão localizados no início do período, pode-se prever que os óxidos superiores dos elementos dos principais subgrupos dos grupos I e II devem ter propriedades básicas. Alguma exceção é, o óxido de que é anfotérico na natureza. Ao final do período, localizam-se os não metais, cujos óxidos mais elevados devem ter propriedades ácidas. Correspondendo a eles, dependendo da posição dos elementos no sistema periódico, também podem ser de natureza básica, ácida ou anfotérica. Com base nisso, podemos construir suposições bem fundamentadas sobre a composição e propriedades de óxidos e hidróxidos de certos elementos.

■ 55. Escreva fórmulas óxidos superiores estrôncio, Índia. Eles podem reagir com ácido sulfúrico, com soda cáustica? Escreva equações de reação. ()
56. Escreva as fórmulas dos hidróxidos de rubídio, bário, lantânio.
57. Como as reações ocorrem entre hidróxido de rubídio e ácido nítrico, entre hidróxido de bário e ácido clorídrico? Escreva equações de reação.
58. Sabendo que a fórmula do maior óxido de selênio é SeO 3, escreva as equações para as reações de anidrido de selênio com hidróxido de cálcio, com óxido de sódio.
59. Escreva as equações de reação ácido selênico com hidróxido de rubídio, óxido de potássio, hidróxido de bário, óxido de cálcio.
60. Usando a tabela periódica dos elementos, encontre as fórmulas de ácido telúrico (nº 52), ácido perclórico (nº 17), ácido germânico (nº 32), ácido crômico (nº 24).
61. Escreva a equação da reação entre hidróxido de rubídio e ácido de antimônio (No. 37, No. 51). ()

Além de óxidos e hidróxidos, muitos elementos podem formar compostos com hidrogênio sob nome comum hidretos. As características das propriedades dos hidretos dependem da eletronegatividade comparativa do hidrogênio e do elemento com o qual ele se combina.
Compostos de hidrogênio com metais típicos, como (NaH), (KH), (CaH 2), etc., são formados de acordo com o tipo de ligação iônica, e é um íon negativo, e o metal é positivo. Os hidretos metálicos são sólidos, assemelham-se a sais, possuem uma rede cristalina iônica.
Compostos de hidrogênio com não-metais têm mais ou menos moléculas polares, por exemplo Hcl, H 2 O, NH 3, etc., e são substâncias gasosas.
Na formação de ligações covalentes de elementos com hidrogênio, o número pares de elétronsé igual ao número de elétrons que faltam antes da conclusão da camada de elétrons externa desses elementos (octeto). Esse número não excede 4, portanto, os compostos voláteis de hidrogênio podem formar apenas elementos dos principais subgrupos dos grupos IV-VII, que possuem uma eletronegatividade bem pronunciada em comparação com o hidrogênio. Você pode calcular a valência de um elemento em um composto de hidrogênio volátil subtraindo o número do grupo no qual o elemento está localizado do número 8.
Elementos subgrupos laterais Grupos IV-VII de hidretos voláteis não se formam, pois são elementos pertencentes a d-família, com 1 - 2 elétrons na camada externa, o que indica uma eletronegatividade fraca.

■ 62. Determine a valência em voláteis compostos de hidrogênio elementos de silício, fósforo, oxigênio, enxofre, bromo, arsênico, cloro. ()
63. Escreva as fórmulas dos compostos voláteis de hidrogênio de arsênio (nº 33), bromo (nº 35), carbono (nº 6), selênio (nº 34).
64. Os seguintes elementos formam compostos voláteis com o hidrogênio: a) (nº 41); b) (Nº 83); c) iodo (Nº 53); d) (Nº 56); e) (nº 81); f) (nº 32); g) (Nº 8); (Nº 43); e) (Nº 21); j) (Nº H); k) (Nº 51)? ()

Em caso afirmativo, escreva as fórmulas apropriadas.
O mesmo princípio está subjacente à compilação de fórmulas de compostos binários usando o sistema periódico de elementos, ou seja, compostos constituídos por dois elementos. Nesse caso, o elemento com menor metalicidade de propriedades, ou seja, mais eletronegativo, exibirá a mesma valência dos compostos voláteis de hidrogênio, e o elemento com menor eletronegatividade exibirá a mesma valência do óxido mais alto. Ao escrever a fórmula de um composto binário, o símbolo do elemento menos eletronegativo é colocado em primeiro lugar e o símbolo do elemento mais negativo é colocado em segundo. Assim, ao escrever, por exemplo, a fórmula do sulfeto de lítio, determinamos que, como metal, apresenta menor eletronegatividade, sua valência é a mesma do óxido, ou seja, 1, igual ao número do grupo. exibe maior eletronegatividade e, portanto, sua valência é 8-6 \u003d 2 (o número do grupo é subtraído de 8). Daí a fórmula Li 2 S.

■ 65. Com base na posição dos elementos no sistema periódico, escreva as fórmulas para os seguintes compostos:
a) cloreto de estanho (No. 50, No. 17);
b) brometo de índio (No. 49, No. 35);
c) iodo e cádmio (nº 48, iodo nº 53);
d) nitreto de nitrogênio ou lítio (No. 3, No. 7);
e) fluoreto de estrôncio (No. 38, No. 9);
e) enxofre ou sulfureto de cádmio (Nº 48, Nº 16).
g) brometo de alumínio (No. 13, No. 35). ()

Usando o sistema periódico de elementos, você pode escrever fórmulas para sais de ácidos de oxigênio e fazer equações químicas. Por exemplo, para escrever a fórmula do cromato de bário, você precisa encontrar a fórmula do maior óxido de cromo CrO 3, então encontrar o ácido crômico H 2 CrO 4, então encontrar a valência de bário (é igual a 2 - pelo número do grupo ) e elabore a fórmula BaCrO 4.

■ 66. Escreva as fórmulas de permanganato de cálcio, ácido arsênico rubídio.
67. Escreva as seguintes equações reações:
a) hidróxido de césio + ácido perclórico;
b) hidróxido de tálio + ácido fosfórico;
c) hidróxido de estrôncio +;
d) óxido de rubídio + anidrido sulfúrico;
e) óxido de bário + anidrido carbônico;
f) óxido de estrôncio + anidrido sulfúrico;
g) óxido de césio + anidrido de silício;
h) óxido de lítio + ácido fosfórico;
i) óxido de berílio + ácido arsênico;
j) óxido de rubídio + ácido crômico;
l) óxido de sódio + ácido iódico;
l) hidróxido de estrôncio + sulfato de alumínio;
m) hidróxido de rubídio + cloreto de gálio;
o) hidróxido de estrôncio + anidrido de arsênio;
n) hidróxido de bário + anidrido selênico. ()

O significado da lei periódica e o sistema periódico de elementos de D. I. Mendeleev no desenvolvimento da química

O sistema periódico é um sistema de elementos, e todos os seres vivos e natureza inanimada. Portanto, não é apenas o principal lei química, mas também a lei básica da natureza, que tem significado filosófico.
A descoberta da lei periódica um enorme impacto sobre o desenvolvimento da química e não perdeu seu significado até hoje. Com a ajuda do sistema periódico de elementos, D. I. Mendeleev conseguiu verificar e corrigir os pesos atômicos de vários elementos, por exemplo, ósmio, irídio, platina, ouro, etc. descoberta de novos elementos pela primeira vez na história da química.
Na década de 60 do século passado, alguns elementos, como (nº 21), (nº 31), (nº 32) e outros, ainda não eram conhecidos. No entanto, D. I. Mendeleev partiu para eles vagas no sistema periódico, porque estava convencido de que esses elementos seriam descobertos e previu suas propriedades com precisão excepcional. Por exemplo, as propriedades do elemento, cuja existência D. I. Mendeleev previu em 1871 e que ele chamou de ekasilício, coincidem com as propriedades do germânio, descobertas em 1885 por Winkler.
Atualmente, conhecendo a estrutura dos átomos e moléculas, podemos caracterizar as propriedades dos elementos com mais detalhes com base em sua posição no sistema periódico de acordo com o plano a seguir.
1. A posição do elemento na tabela de D. I. Mendeleev. 2. A carga do núcleo de um átomo e o número total de elétrons.
3. Número níveis de energia e a distribuição de elétrons sobre eles.
4. Configuração eletronicaátomo. 5. A natureza das propriedades (metálicas, não metálicas, etc.).
6. Maior valência em óxido. A fórmula do óxido, a natureza de suas propriedades, as equações de reação que confirmam as propriedades do óxido.

7. Hidróxido. Propriedades do hidróxido superior. Equações de reação confirmando a natureza proposta das propriedades do hidróxido.
8. Possibilidade de formação de um hidreto volátil. fórmula de hidreto. A valência de um elemento em um hidreto.
9. Possibilidade de formação de cloreto. fórmula do cloreto. Um tipo de ligação química entre um elemento e cloro.
Mendeleev previu 11 elementos, e todos eles foram descobertos: em 1875 por P. Lecoq de Boisbaudran foi descoberto, em 1879 por L. Nilsson e P. Cleve -, em 1898 por Marie Sklodowska-Curie e Pierre - (nº 84) e (Nº 88), em 1899 A. Debier-nom - (Nº 89, ekalantan previsto). Em 1917 O. Hahn e L. Meitner (Alemanha) descobriram (nº 91), em 1925 V. Noddak, I. Noddak e O. Berg - (nº 75), em 1937 K. Perrier e E Segre (Itália) - tecnécio (Nº 43), em 1939 M. Perey (França) - (Nº 87), e em 1940 D. Corson, K. McKenzie e E. Segre (EUA) - (Nº 85).

Alguns desses elementos foram descobertos durante a vida de D. I. Mendeleev. Ao mesmo tempo, usando o sistema periódico, D. I. Mendeleev verificou os pesos atômicos de muitos elementos já conhecidos e fez correções neles. A verificação experimental dessas correções confirmou a exatidão de D. I. Mendeleev. A descoberta em 1894 por Ramsey de gases inertes, que não estavam no sistema periódico até aquele ano, completou logicamente o sistema periódico.
A descoberta da lei periódica levou os cientistas a procurar as causas da periodicidade. Contribuiu para a descoberta da essência números de série grupos e períodos, ou seja, o estudo estrutura interna um átomo considerado indivisível. explicou muito, mas ao mesmo tempo colocou uma série de problemas para os cientistas, cuja solução levou ao estudo estrutura internaátomo, explicando as diferenças no comportamento dos elementos em reações químicas. A descoberta da lei periódica criou os pré-requisitos para produção artificial elementos.
O sistema periódico, cujo centenário comemoramos em 1969, ainda é objeto de estudo.
As ideias de D. I. Mendeleev marcaram o início de um novo período no desenvolvimento da química.

Biografia de D. I. Mendeleev

D. I. Mendeleev nasceu em 8 de fevereiro de 1834 em Tobolsk, onde seu pai era o diretor do ginásio. No ginásio de Tobolsk, onde ingressou em 1841, D. I. Mendeleev mostrou grande interesse pelas ciências naturais. Em 1849 ingressou na faculdade de matemática natural do Instituto Pedagógico de São Petersburgo. Após a morte de seus pais e irmã, D. I. Mendeleev foi deixado sozinho. No entanto, ele continuou sua educação com grande perseverança. No instituto, o professor de química A. A. Voskresensky teve uma grande influência sobre ele. Junto com a química, D. I. Mendeleev estava interessado em mecânica, mineralogia e botânica.
Em 1855, D. I. Mendeleev se formou no instituto com uma medalha de ouro e foi enviado como professor de ciências naturais para Simferopol, pois estudos intensivos no instituto prejudicaram sua saúde e os médicos recomendaram que ele fosse para o sul. Então ele se mudou para Odessa. Aqui, sendo professor no primeiro ginásio de Odessa, trabalhou na teoria "hidratada" das soluções e em sua tese de mestrado "Sobre volumes específicos". Em 1856, D. I. Mendeleev passou brilhantemente nos exames de mestrado e defendeu sua dissertação. A originalidade e a ousadia do pensamento nesta obra provocaram admirações na imprensa e grande interesse no mundo científico.
Logo, D. I. Mendeleev, de 23 anos, tornou-se professor assistente e recebeu o direito de

dar palestras na Universidade de Petersburgo. No laboratório extremamente mal equipado da universidade, ele continuou sua pesquisa, mas o trabalho em tais condições não pôde satisfazer o cientista e, para continuar com mais sucesso, ele foi forçado a partir para a Alemanha. Tendo adquirido os reagentes, utensílios e instrumentos necessários, ele criou um laboratório às suas próprias custas e começou a estudar a natureza dos gases, as questões de convertê-los em Estado líquido e coesão intermolecular de líquidos. D. I. Mendeleev foi o primeiro a falar sobre temperaturas críticas para gases e determinou experimentalmente muitas delas, provando assim que a uma certa temperatura todos os gases podem ser transformados em líquidos.
Na Alemanha, D. I. Mendeleev tornou-se amigo íntimo de muitos cientistas russos notáveis, que também foram forçados a trabalhar no exterior. Entre eles estavam N. N. Beketov, A. P. Borodin, I. M. Sechenov e outros. Em 1860, D. I. Mendeleev participou do Primeiro Congresso Internacional de Químicos em Karlsruhe.

Em 1861 ele retornou a São Petersburgo e começou a lecionar um curso de química orgânica na universidade. Aqui, pela primeira vez, ele criou um livro de química orgânica, refletindo as últimas conquistas desta ciência. Neste livro, D. I. Mendeleev considerou todos os processos de um ponto de vista puramente materialista, criticando os "vitalistas", adeptos dos chamados força vital, graças ao qual, como eles acreditavam, a vida existe e são formadas matéria orgânica.
DI. Mendeleev chamou a atenção pela primeira vez para o isomerismo - um fenômeno no qual substâncias orgânicas, com a mesma composição, têm propriedades diferentes. Logo esse fenômeno foi explicado por A. M. Butlerov.
Depois de defender sua tese de doutorado em 1864 sobre o tema “Sobre a combinação de álcool com água”, D. I. Mendeleev em 1865 tornou-se professor no Instituto e Universidade Tecnológica de São Petersburgo.

Em 1867, ele recebeu um convite para a França para organizar um pavilhão russo na Exposição Industrial Mundial. Ele descreveu suas impressões da viagem na obra “On desenvolvimento moderno de algumas indústrias químicas aplicadas à Rússia por ocasião da Exposição Mundial de 1867.
Neste trabalho, o autor expressou muitos pensamentos valiosos, em particular, abordou a questão do mau uso na Rússia recursos naturais, principalmente petróleo, e a necessidade de construir Fábricas de produtos químicos produzindo localmente as matérias-primas que a Rússia introduz no exterior.

Com sua pesquisa no campo da teoria das soluções de hidratos, D. I. Mendeleev, seguindo Lomonosov, lançou as bases para nova área ciência - físico-química.
Em 1867, D. I. Mendeleev foi eleito chefe do departamento química Inorgânica Petersburg University, que liderou por 28 anos. Suas palestras eram muito populares entre os alunos de todas as faculdades e todos os cursos. Ao mesmo tempo, D. I. Mendeleev liderou uma grande serviço comunitário destinado a fortalecer e desenvolver a ciência russa. Por sua iniciativa, em 1868, foi fundada a Sociedade Russa de Física e Química, onde D. I. Mendeleev enviou pela primeira vez seu relatório “A experiência de um sistema de elementos baseado em sua peso atômico e semelhança química. Este foi o famoso, com base no qual D. I. Mendeleev escreveu seu trabalho famoso"Fundamentos de Química".

A lei periódica e o sistema periódico de elementos permitiram a D. I. Mendeleev prever a descoberta de novos elementos e descrever suas propriedades com grande precisão. Esses elementos foram descobertos durante a vida de D. I. Mendeleev e trouxeram grande fama à lei periódica e seu descobridor.
Mas a glória de D. I. Mendeleev, suas idéias progressistas causaram uma impressão completamente diferente nos círculos reacionários da Academia de Ciências de São Petersburgo. Apesar de grande mérito antes da ciência, D. I. Mendeleev não foi eleito para a academia. Essa atitude em relação ao grande cientista causou uma tempestade de protestos em todo o país. A Sociedade Físico-Química Russa elegeu D. I. Mendeleev seu membro honorário. Em 1890, D. I. Mendeleev teve que deixar o trabalho na universidade. No entanto, seu conhecimento científico e Atividades práticas não desmoronou. Esteve continuamente ocupado com o desenvolvimento econômico do país, participou da elaboração da pauta aduaneira, trabalhou na Câmara de Pesos e Medidas. Mas em todos os seus empreendimentos, ele não mudou, mas enfrentou a oposição do governo czarista. D. I. Mendeleev morreu em 1907. Em sua pessoa, o mundo perdeu um cientista brilhante e versátil que apresentou uma série de idéias que estavam destinadas a serem realizado apenas em nosso tempo.

D. I. Mendeleev foi um ardente defensor do desenvolvimento indústria nacional. Especialmente grande atenção dedicou-se ao desenvolvimento indústria do petróleo. Mesmo assim, ele falou sobre a construção de oleodutos e o processamento químico do petróleo. Mas os donos de petróleo preferiram explorar vorazmente os campos de petróleo.
Pela primeira vez, D.I. Mendeleev apresentou a ideia de gaseificação subterrânea, que foi desenvolvida apenas em nosso tempo carvão duro, que foi muito apreciado em 1913. V. I. Lenin, A necessidade de criar indústria química na Rússia, D. I. Mendeleev dedicou vários de seus trabalhos, mas seu desenvolvimento tornou-se possível apenas nos tempos soviéticos: D. I. Mendeleev desenvolveu novos métodos de reconhecimento minério de ferro, métodos de extração de carvão de camadas profundas, apresentou um projeto para o desenvolvimento do Norte, interessou-se pelos problemas da aeronáutica e do estudo da alta atmosfera. D. I. Mendeleev propôs um método para fazer pó sem fumaça, que o governo czarista ignorou, mas que foi usado pelo departamento militar americano.

Verificando o desempenho das tarefas e respostas às perguntas do Ch. 1,16; 61; quatorze; 42. 2. Diferença no peso atômico...

1. Matéria e seu movimento 2. Substâncias e suas mudanças. Tema e método de química 3. Importância da química. Química em economia nacional 4. O nascimento da química...

Compostos químicos que consistem em oxigênio e qualquer outro elemento do sistema periódico são chamados de óxidos. Dependendo de suas propriedades, eles são classificados em básicos, anfotéricos e ácidos. A natureza dos óxidos pode ser determinada teórica e praticamente.

Você vai precisar

• - sistema periódico;
• - vidraria;
• - reagentes químicos.

Instrução

Você precisa ter uma boa ideia de como as propriedades dos elementos químicos mudam dependendo de sua localização na tabela D.I.. Mendeleiev. Portanto, repita a lei periódica, a estrutura eletrônica dos átomos (o grau de oxidação dos elementos depende disso) e assim por diante.

Sem recorrer a passos práticos, você pode estabelecer a natureza do óxido usando apenas a tabela periódica. Afinal, sabe-se que em períodos, no sentido da esquerda para a direita, as propriedades alcalinas dos óxidos mudam para anfotéricas e depois para ácidas. Por exemplo, no período III, o óxido de sódio (Na2O) apresenta propriedades básicas, o composto de alumínio com oxigênio (Al2O3) é anfotérico e o óxido de cloro (ClO2) é ácido.

Tenha em mente que nos principais subgrupos, as propriedades alcalinas dos óxidos aumentam de cima para baixo, enquanto a acidez, pelo contrário, enfraquece. Assim, no grupo I, o óxido de césio (CsO) tem uma basicidade mais forte do que o óxido de lítio (LiO). No grupo V, o óxido nítrico (III) é ácido e o óxido de bismuto (Bi2O5) já é básico.

Outra maneira de determinar a natureza dos óxidos. Vamos supor que seja dada a tarefa de provar experimentalmente as propriedades básicas, anfotéricas e ácidas do óxido de cálcio (CaO), óxido de fósforo pentavalente (P2O5(V)) e óxido de zinco (ZnO).

Primeiro, pegue dois tubos de ensaio limpos. Das garrafas, usando uma espátula química, despeje CaO em uma e P2O5 na outra. Em seguida, despeje 5-10 ml de água destilada em ambos os reagentes. Mexa com uma vareta de vidro até que o pó esteja completamente dissolvido. Mergulhe pedaços de papel de tornassol em ambos os tubos de ensaio. Onde o óxido de cálcio estiver localizado, o indicador ficará azul, o que é uma evidência da natureza básica do composto em estudo. Em um tubo de ensaio com óxido de fósforo (V), o papel ficará vermelho, portanto, P2O5 é um óxido ácido.

Como o óxido de zinco é insolúvel em água, teste-o com ácido e hidróxido para provar que é anfotérico. Em ambos os casos, os cristais de ZnO entrarão em uma reação química. Por exemplo:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 -> Zn3(PO4)2? + 3H2O

Nota

Lembre-se, a natureza das propriedades do óxido depende diretamente da valência do elemento incluído em sua composição.

Conselho útil

Não se esqueça que ainda existem óxidos ditos indiferentes (não formadores de sal) que não reagem em condições normais com hidróxidos ou ácidos. Estes incluem óxidos de não metais com valências I e II, por exemplo: SiO, CO, NO, N2O, etc., mas também existem os “metálicos”: MnO2 e alguns outros.

Vamos falar sobre como determinar a natureza do óxido. Vamos começar com o fato de que todas as substâncias são geralmente divididas em dois grupos: simples e complexas. Os elementos são divididos em metais e não metais. Conexões complexas dividido em quatro classes: bases, óxidos, sais, ácidos.

Definição

Como a natureza dos óxidos depende de sua composição, vamos primeiro definir essa classe de substâncias inorgânicas. Óxidos são que consistem em dois elementos. Sua peculiaridade é que o oxigênio está sempre localizado na fórmula como o segundo (último) elemento.

A opção mais comum é a interação com o oxigênio de substâncias simples (metais, não metais). Por exemplo, quando o magnésio reage com o oxigênio, forma-se um mineral que apresenta propriedades básicas.

Nomenclatura

A natureza dos óxidos depende de sua composição. Existir certas regras pelo qual essas substâncias são nomeadas.

Se o óxido for formado por metais dos principais subgrupos, a valência não é indicada. Por exemplo, óxido de cálcio CaO. Se no composto estiver localizado o primeiro metal de um subgrupo semelhante, que possui uma valência variável, ele deve ser indicado por um algarismo romano. Colocado após o nome da conexão em parênteses. Por exemplo, existem óxidos de ferro (2) e (3). Ao compilar as fórmulas dos óxidos, deve-se lembrar que a soma dos estados de oxidação deve ser igual a zero.

Classificação

Considere como a natureza dos óxidos depende do grau de oxidação. Metais com estado de oxidação +1 e +2 formam óxidos básicos com oxigênio. Uma característica específica de tais compostos é a natureza básica dos óxidos. Tais conexões são interação química com óxidos formadores de sal de não metais, formando sais com eles. Além disso, eles reagem com ácidos. O produto da interação depende da quantidade em que as substâncias de partida foram tomadas.

Os não metais, assim como os metais com estados de oxidação de +4 a +7, formam óxidos ácidos com o oxigênio. A natureza dos óxidos sugere interação com bases (álcalis). O resultado da interação depende da quantidade em que o álcali inicial foi tomado. Com sua deficiência, como produto da interação, sal ácido. Por exemplo, na reação de monóxido de carbono (4) com hidróxido de sódio, forma-se bicarbonato de sódio (sal ácido).

No caso de interação de um óxido ácido com uma quantidade excessiva de álcali, o produto da reação será sal médio(Carbonato de Sódio). Personagem óxidos ácidos depende do grau de oxidação.

Eles são divididos em óxidos formadores de sal (em que o estado de oxidação do elemento é igual ao número do grupo), bem como óxidos indiferentes que não são capazes de formar sais.

Óxidos anfotéricos

Há também uma natureza anfotérica das propriedades dos óxidos. Sua essência está na interação desses compostos com ácidos e álcalis. Quais óxidos exibem propriedades duplas (anfotéricas)? Eles incluem compostos binários metais com um estado de oxidação de +3, bem como óxidos de berílio, zinco.

Como conseguir

Existir várias maneiras A opção mais comum é a interação com oxigênio substâncias simples(metais, não metais). Por exemplo, quando o magnésio reage com o oxigênio, forma-se um mineral que apresenta propriedades básicas.

Além disso, óxidos também podem ser obtidos pela interação substâncias complexas com oxigênio molecular. Por exemplo, ao queimar pirita (sulfeto de ferro 2), dois óxidos podem ser obtidos de uma só vez: enxofre e ferro.

Outra opção para obtenção de óxidos é a reação de decomposição de sais de ácidos contendo oxigênio. Por exemplo, quando o carbonato de cálcio é decomposto, o dióxido de carbono e o óxido de cálcio podem ser obtidos.

Óxidos básicos e anfotéricos também são formados durante a decomposição bases insolúveis. Por exemplo, quando o hidróxido de ferro (3) é calcinado, o óxido de ferro (3) é formado, assim como o vapor de água.

Conclusão

Os óxidos são uma classe de substâncias inorgânicas com amplas aplicações industriais. São usados ​​na construção civil indústria farmacêutica, medicamento.

Além disso, os óxidos anfotéricos são frequentemente usados ​​em síntese orgânica como catalisadores (aceleradores de processos químicos).