Оксид азота (i)

Химические свойства оснований

Все основания подразделяют на:

Напомним, что бериллий и магний к щелочноземельным металлам не относятся.

Помимо того, что щелочи растворимы в воде, они также очень хорошо диссоциируют в водных растворах, в то время как нерастворимые основания имеют низкую степень диссоциации.

Такое отличие в растворимости и способности к диссоциации у щелочей и нерастворимых гидроксидов приводит, в свою очередь, к заметным отличиям в их химических свойствах. Так, в частности, щелочи являются более химически активными соединениями и нередко способны вступать в те реакции, в которые не вступают нерастворимые основания.

Взаимодействие оснований с кислотами

Щелочи реагируют абсолютно со всеми кислотами, даже очень слабыми и нерастворимыми. Например:

Нерастворимые основания реагируют практически со всеми растворимыми кислотами, не реагируют с нерастворимой кремниевой кислотой:

Следует отметить, что как сильные, так и слабые основания с общей формулой вида Me(OH)₂ могут образовывать основные соли при недостатке кислоты, например:

Взаимодействие с кислотными оксидами

Щелочи реагируют со всеми кислотными оксидами, при этом образуются соли и часто вода:

Нерастворимые основания способны реагировать со всеми высшими кислотными оксидами, соответствующими устойчивым кислотам, например, P₂O₅, SO₃, N₂O₅, с образованием средних солей:

<.p>

Нерастворимые основания вида Me(OH)₂ реагируют в присутствии воды с углекислым газом исключительно с образованием основных солей. Например:

Cu(OH)₂ + CO₂ = (CuOH)₂CO₃ + H₂O

С диоксидом кремния, ввиду его исключительной инертности, реагируют только самые сильные основания — щелочи. При этом образуются нормальные соли. С нерастворимыми основаниями реакция не идет. Например:

Взаимодействие оснований с амфотерными оксидами и гидроксидами

Все щелочи реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. Если реакцию проводят, сплавляя амфотерный оксид либо гидроксид с твердой щелочью, такая реакция приводит к образованию безводородных солей:

Если же используют водные растворы щелочей, то образуются гидроксокомплексные соли:

В случае алюминия при действии избытка концентрированной щелочи вместо соли Na[Al(OH)₄] образуется соль Na₃[Al(OH)₆]:

Взаимодействие оснований с солями

Какое-либо основание реагирует с какой-либо солью только при соблюдении одновременно двух условий:

1) растворимость исходных соединений;

2) наличие осадка или газа среди продуктов реакции

Например:

Термическая устойчивость оснований

Все щелочи, кроме Ca(OH)₂, устойчивы к нагреванию и плавятся без разложения.

Все нерастворимые основания, а также малорастворимый Ca(OH)₂ при нагревании разлагаются. Наиболее высокая температура разложения у гидроксида кальция – около 1000oC:

Нерастворимые гидроксиды имеют намного более низкие температуры разложения. Так, например, гидроксид меди (II) разлагается уже при температуре выше 70 oC:

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотами

Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами:

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)_3, не реагируют с такими кислотами, как H₂S, H₂SO₃ и H₂СO₃ ввиду того, что соли, которые могли бы образоваться в результате таких реакций, подвержены необратимому гидролизу до исходного амфотерного гидроксида и соответствующей кислоты:

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с кислотными оксидами

Амфотерные гидроксиды реагируют с высшими оксидами, которым соответствуют устойчивые кислоты (SO₃, P₂O₅, N₂O₅):

Амфотерные гидроксиды металлов в степени окисления +3, т.е. вида Me(OH)₃, не реагируют с кислотными оксидами SO₂ и СO₂.

Взаимодействие амфотерных гидроксидов с основаниями

Из оснований амфотерные гидроксиды реагируют только с щелочами. При этом, если используется водный раствор щелочи, то образуются гидроксокомплексные соли:

А при сплавлении амфотерных гидроксидов с твердыми щелочами получаются их безводные аналоги:

Амфотерные гидроксиды реагируют при сплавлении с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов:

Все амфотерные гидроксиды не растворимы в воде и, как любые нерастворимые гидроксиды, разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду:

Использование закиси азота и азота в медицине и косметологии

Закись азота

Закись азота широко используется в медицине и косметологии, так как она способна оказывать бактерицидное, вирусостатическое и кератолитическое действие. В медицине, закись азота применяется для удаления бородавок, папиллом, мозолей, а также для лечения акне и псориаза.

В косметологии, закись азота используется для проведения криотерапии, которая позволяет улучшить состояние кожи, разгладить мелкие морщины, устранить пигментные пятна и акне, а также стимулировать процесс обновления клеток кожи в целом.

Азот

Азот также нашел применение в медицине и косметологии. В медицине, азот применяется для создания криотерапии, которая используется для лечения различных дерматологических заболеваний, таких как моллюски, папилломы, варикозное расширение вен и др.

В косметологии, азот используется для проведения криомассажа, который способствует устранению отечности, быстрому снятию усталости и возможности кожи светильника, уменьшению пигментации, а также повышению тонуса кожи.

При использовании как закиси азота, так и азота в медицине и косметологии необходимо следить за правильностью их применения и нанесением техники, чтобы избежать возможных осложнений.

Удаление окисла олова

Из всех твердых включений в медных сплавах особенно вреден SnO₂ (ангидрид оловянной кислоты). Он имеет твердость в два с лишним раза большую, чем закаленная сталь. В антифрикционных бронзах присутствие SnO₂ приводит к быстрому износу трущихся деталей, например вала, вращающегося в подшипнике с бронзовым вкладышем.

Ангидрид оловянной кислоты может быть удален шлакованием его содой. Можно также осуществить восстановление олова из SnO₂, для чего используют углеродистые вещества — торфяной кокс нли отходы графитовых электродов. Реакция восстановления идет при температуре свыше 1000°:

2SnO₂ + 3C = 2Sn + 2CO + CO₂.

Древесный уголь для этой цели не пригоден, так как содержащиеся в его золе щелочи затрудняют ход реакции.

Взаимодействие оксидов с кислотами

С кислотами реагируют основные и амфотерные оксиды. При этом образуются соли и вода:

FeO + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂O

Несолеобразующие оксиды не реагируют с кислотами вообще, а кислотные оксиды не реагируют с кислотами в большинстве случаев.

Когда все-таки кислотный оксид реагирует с кислотой?

Решая часть ЕГЭ с вариантами ответа, вы должны условно считать, что кислотные оксиды не реагируют ни с кислотными оксидами, ни с кислотами, за исключением следующих случаев:

1) диоксид кремния, будучи кислотным оксидом, реагирует с плавиковой кислотой, растворяясь в ней. В частности, благодаря этой реакции в плавиковой кислоте можно растворить стекло. В случае избытка HF уравнение реакции имеет вид:

SiO₂ + 6HF = H₂[SiF₆] + 2H₂O,

а в случае недостатка HF:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2H₂O

2) SO₂, будучи кислотным оксидом, легко реагирует с сероводородной кислотой H₂S по типу сопропорционирования:

S+4O₂ + 2H₂S-2 = 3S + 2H₂O

3) Оксид фосфора (III) P₂O₃ может реагировать с кислотами-окислителями, к которым относятся концентрированная серная кислота и азотная кислота любой концентрации. При этом степень окисления фосфора повышается от значения +3 до +5:

P2O3	+	2H2SO4	+	H2O	=to=>	2SO2	+	2H3PO4
		(конц.)

3P2O3	+	4HNO3	+	7H2O	=to=>	4NO↑	+	6H3PO4
		(разб.)

P2O3	+	4HNO3	+	H2O	=to=>	2H3PO4	+	4NO2↑
		(конц.)

4) Оксид серы (IV) SO₂ может быть окислен азотной кислотой, взятой в любой концентрации. При этом степень окисления серы повышается с +4 до +6.

2HNO3	+	SO2	=to=>	H2SO4	+	2NO2↑
(конц.)

2HNO3	+	3SO2	+	2H2O	=to=>	3H2SO4	+	2NO↑
(разб.)

Противопоказания к лечению зубов под седацией закисью азота

• инфекционные поражения верхних дыхательных путей. Из-за заложенности носа газ не сможет проникнуть в систему дыхания;
• хронический бронхит/эмфизема легких. Эти нарушения не позволяют анестезиологу гарантировать удовлетворительную проходимость дыхательных путей;
• ХОЗЛ (условные противопоказания);
• недавно перенесенные офтальмологическая операция, хирургическое вмешательство по поводу восстановления барабанной перепонки;
• пневмоторакс, запор (условное противопоказание);
• ярко выраженная клаустрофобия;
• психические отклонения (болезнь Альцгеймера, синдром Дауна, шизофрения).

Побочные эффекты закиси азота

• нейротоксичность. Воздействие газа на организм может вызвать нарушения функции/структуры периферической нервной системы, нейромышечную блокаду и висцеральную нейропатию, поражение ЦНС;
• кардиодепрессивное действие (ухудшение сократительной и метаболической функций миокарда);
• появление неврологических симптомов, выраженность которых ассоциирована с дозировкой и длительностью воздействия газа: онемение/покалывание в конечностях, парестезия, ослабление мышечного тонуса, изменение рефлексов.

После седации азотом может фиксироваться головная боль, головокружение, охриплость, першение в горле. Опубликованное Международной некоммерческой медицинской организацией Кохран исследование, посвященное применению закиси азота в анестезии, позволяет утверждать, что N2O вызывает послеоперационную рвоту и тошноту, а при добавлении газа в комплексную схему общей анестезии он увеличивает риск развития легочного коллапса, что является серьезным осложнением.

Как действует закись азота

Динитрогена оксид замедляет процессы высшей нервной деятельности, изменяет взаимоотношения подкорковых и корковых структур мозга, опосредованно взаимодействуя с нейронными мембранами. Отличается умеренным обезболивающим эффектом, аналогичным по силе 15 граммам морфина, что объясняется его антиноцицептивной активностью (реакцией на потенциально токсичные сигналы), которая проявляется за счет стимуляции симпатической и адренергической систем, высвобождения норадреналина в нейронах спинного мозга и опиоидных пептидов в головном мозге. Результатом становится изменение траектории передачи болевых импульсов к центру от периферии. В малых дозировках газ оказывает «противотревожный» эффект — расслабляет и успокаивает.

Введение в седацию азотом начинается с подачи кислорода (скорость ~4-6 л/мин), после чего анестезиолог постепенно добавляет N2O. Концентрация вещества зависит от эффекта и рассчитывается индивидуально в зависимости от особенностей пациента. Кровь насыщается газом за 5-8 минут после старта ингаляции, седация наступает быстро (несколько вдохов смеси из маски), прекращается через 50-60 секунд после завершения подачи вещества. Обезболивающего эффекта N2O для выполнения стоматологических процедур недостаточно, поэтому параллельно необходимо применение местной анестезии.

Ссылки

Оксиды
H2O
Li2OLiCoO2Li3PaO4Li5PuO6Ba2LiNpO6LiAlO2Li3NpO4Li2NpO4Li5NpO6LiNbO3	BeO	B2O3	С3О2C12O9COC12O12C4O6CO2	N2ONON2O3N4O6NO2N2O4N2O5	O	F
Na2ONaPaO3NaAlO2Na2PtO3	MgO	AlOAl2O3NaAlO2LiAlO2AlO(OH)	SiOSiO2	P4OP4O2P2O3P4O8P2O5	S2OSOSO2SO3	Cl2OClO2Cl2O6Cl2O7
K2OK2PtO3KPaO3	CaOCa3OSiO4CaTiO3	Sc2O3	TiOTi2O3TiO2TiOSO4CaTiO3BaTiO3	VOV2O3V3O5VO2V2O5	FeCr2O4CrOCr2O3CrO2CrO3MgCr2O4	MnOMn3O4Mn2O3MnO(OH)Mn5O8MnO2MnO3Mn2O7	FeCr2O4FeOFe3O4Fe2O3	CoFe2O4CoOCo3O4CoO(OH)Co2O3CoO2	NiONiFe2O4Ni3O4NiO(OH)Ni2O3	Cu2OCuOCuFe2O4Cu2O3CuO2	ZnO	Ga2OGa2O3	GeOGeO2	As2O3As2O4As2O5	SeOCl2SeOBr2SeO2Se2O5SeO3	Br2OBr2O3BrO2
Rb2ORbPaO3Rb4O6	SrO	Y2O3YOFYOCl	ZrO(OH)2ZrO2ZrOSZr2О3Сl2	NbONb2O3NbO2Nb2O5Nb2O3(SO4)2LiNbO3	Mo2O3Mo4O11MoO2Mo2O5MoO3	TcO2Tc2O7	Ru2O3RuO2Ru2O5RuO4	RhORh2O3RhO2	PdOPd2O3PdO2	Ag2OAg2O2	Cd2OCdO	In2OInOIn2O3	SnOSnO2	Sb2O3Sb2O4Hg2Sb2O7Sb2O5	TeO2TeO3	I2O4I4O9I2O5
Cs2OCs2ReCl5O	BaOBaPaO3BaTiO3BaPtO3		HfO(OH)2HfO2	Ta2OTaOTaO2Ta2O5	WO2Br2WO2WO2Cl2WOBr4WOF4WOCl4WO3	Re2OReORe2O3ReO2Re2O5ReO3Re2O7	OsOOs2O3OsO2OsO4	Ir2O3IrO2	PtOPt3O4Pt2O3PtO2K2PtO3Na2PtO3PtO3	Au2OAuOAu2O3	Hg2OHgO(Hg3O2)SO4Hg2O(CN)2Hg2Sb2O7Hg3O2Cl2Hg5O4Cl2	Tl2OTl2O3	Pb2OPbOPb3O4Pb2O3PbO2	BiOBi2O3Bi2O4Bi2O5	PoOPoO2PoO3	At
Fr	Ra		Rf	Db	Sg	Bh	Hs	Mt	Ds	Rg	Cn	Nh	Fl	Mc	Lv	Ts
	↓
La2O2SLa2O3	Ce2O3CeO2	PrOPr2O2SPr2O3Pr6O11PrO2	NdONd2O2SNd2O3NdHO	Pm2O3	SmOSm2O3	EuOEu3O4Eu2O3EuO(OH)Eu2O2S	Gd2O3	Tb	Dy2O3	Ho2O3Ho2O2S	Er2O3	Tm2O3	YbOYb2O3	Lu2O2SLu2O3LuO(OH)
Ac2O3	UO2UO3U3O8	PaOPaO2Pa2O5PaOS	ThO2	NpONpO2Np2O5Np3O8NpO3	PuOPu2O3PuO2PuO3PuO2F2	AmO2	Cm2O3CmO2	Bk2O3	Cf2O3	Es	Fm	Md	No	Lr

Закись-окись

Произведение растворимости Со ( ОН2.

Закись-окись Со3О4 медленно растворяется в кислотах с образованием солей двухвалентного кобальта и выделением свободного кислорода. Растворение в соляной кислоте сопровождается выделением хлора.
 

Закись-окись нептуния Np3O8 образуется при нагревании гидроокисей нептуния и динептуната аммония до 300 в токе двуокиси азота.
 

Закись-окись никеля Ni3O4 образуется также при нагревании порошкообразного никеля с перекисью натрия и представляет собой аморфное или кристаллическое вещество темносерого цвета.
 

Свинца закись-окись ( свинцовый сурик, ортоплюмбат свинца) РЬ304 красного цвета, структура тетрагональная, а 8 806 А, с6 564А, плотн. Есть сведения о том, что область гомогенности РЬ3О4 простирается от РЬ01) 31 до РЬ01) 33, по другим данным, он всегда стехиоме тричен. При нагревании на воздухе выше 550 свинцовый сурик теряет кислород, переходя в окись свинца. В воде РЬ3О4 практически не растворяется; разб. Применяют в пром-сти для произ-ва красок, предохраняющих металлы от коррозии, для приготовления замазок и в свинцовых аккумуляторах.
 

Как закись-окись, так и окись марганца при растворении в кислотах дают два ряда солей; отвечающие закиси и двуокиси марганца, из чего и делается заключение об их природе. Подобные соединения получены при различных превращениях солей марганцевой кислоты и очень непрочны. Столь же непрочны и высшие кислородные соединения марганца МпО3 и Мп2О7, которые в чистом состоянии не получены и не могут быть образованы ни как продукты окисления, ни как продукты разложения.
 

Оксид РЬ2О3 ( закись-окись) представляет собой свинцовую соль метасвинцовой кислоты, а РЬ3О4 ( сурик) — ортосвинцовой кислоты.
 

Металлический уран переводят в закись-окись прокаливанием в печи при 800 в течение 2 час.
 

Черная окись железа ( закись-окись) образуется в больших количествах в качестве побочного продукта при производстве анилина, поэтому применение ее для получения красной окиси железа представляет практический интерес.
 

Черная окись железа ( закись-окись) образуется в больших количествах в качестве побочного продукта при производстве анилина, и поэтому применение ее для получения красной окиси железа представляет практический интерес.
 

Осадки гидрата окиси или закись-окиси отмывают от водорастворимых солей, фильтруют, сушат и прокаливают. Иногда осадки прокаливают без предварительной сушки. Для пигмента особо яркого цвета в качестве исходного сырья рекомендуется применять желтую окись железа.
 

Черная окись железа ( закись-окись) образуется в больших количествах в качестве побочного продукта при производстве анилина, поэтому применение ее для получения красной окиси железа представляет практический интерес.
 

Металлический уран переводят в закись-окись прокаливанием в печи при 800 в течение 2 час.
 

Благоприятными условиями для образования закись-окиси же леза является высокая температура, повышенное содержание сернистого ангидрида в газе и относительно большое содержание несгоревшего колчедана.
 

Аналогично обосновывается и структурная формула закись-окиси.
 

Получение оксидов

Общие способы получения оксидов:

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом:

1.1. Окисление металлов: большинство металлов окисляются кислородом до оксидов с устойчивыми степенями окисления.

Например, алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

Не взаимодействуют с кислородом золото, платина, палладий.

Натрий при окислении кислородом воздуха образует преимущественно пероксид Na₂O₂,

2Na + O₂ → 2Na₂O₂

Калий, цезий, рубидий образуют преимущественно пероксиды состава MeO₂:

K + O₂  →  KO₂

Примечания: металлы с переменной степенью окисления окисляются кислородом воздуха, как правило, до промежуточной степени окисления (+3):

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

4Cr + 3O₂ → 2Cr₂O₃

Железо также горит с образованием железной окалины — оксида железа (II, III):

3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄

1.2. Окисление простых веществ-неметаллов.

Как правило, при окислении неметаллов образуется оксид неметалла с высшей степенью окисления, если кислород в избытке, или оксид неметалла с промежуточной степенью окисления, если кислород в недостатке.

Например, фосфор окисляется избытком кислорода до оксида фосфора (V), а под действием недостатка кислорода до оксида фосфора (III):

4P + 5O_2(изб.) → 2P₂O₅

4P + 3O_2(нед.) → 2P₂O₃

Но есть некоторые исключения.

Например, сера сгорает только до оксида серы (IV):

S + O₂ → SO₂

Оксид серы (VI) можно получить только окислением оксида серы (IV) в жестких условиях в присутствии катализатора:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Азот окисляется кислородом только при очень высокой температуре (около 2000оС), либо под действием электрического разряда, и только до оксида азота (II):

N₂ + O₂ = 2NO

Не окисляется кислородом фтор F₂ (сам фтор окисляет кислород). Не взаимодействуют с кислородом прочие галогены (хлор Cl₂, бром и др.), инертные газы (гелий He, неон, аргон, криптон).

2. Окисление сложных веществ (бинарных соединений): сульфидов, гидридов, фосфидов и т.д.

При окислении кислородом сложных веществ, состоящих, как правило, из двух элементов, образуется смесь оксидов этих элементов в устойчивых степенях окисления.

Например, при сжигании пирита FeS₂ образуются  оксид железа (III) и оксид серы (IV):

4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂

Сероводород горит с образованием оксида серы (IV)  при избытке кислорода и с образованием серы при недостатке кислорода:

2H₂S + 3O_2(изб.) → 2H₂O + 2SO₂

2H₂S + O_2(нед.) → 2H₂O + 2S

А вот аммиак горит с образованием простого вещества N₂, т.к. азот реагирует с кислородом только в жестких условиях:

4NH₃ + 3O₂ →2N₂ + 6H₂O

А вот в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

3. Разложение гидроксидов. Оксиды можно получить также из гидроксидов — кислот или оснований. Некоторые гидроксиды неустойчивы, и самопроизвольную распадаются на оксид и воду; для разложения некоторых других (как правило, нерастворимых в воде) гидроксидов необходимо их нагревать (прокаливать).

гидроксид → оксид + вода

Самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная кислота, сернистая кислота, гидроксид аммония, гидроксиды серебра (I), меди (I):

H₂CO₃ → H₂O + CO₂

H₂SO₃ → H₂O + SO₂

NH₄OH → NH₃ + H2O

2AgOH → Ag₂O + H₂O

2CuOH → Cu₂O + H₂O

При нагревании разлагаются на оксиды большинство нерастворимых гидроксидов — кремниевая кислота, гидроксиды тяжелых металлов — гидроксид железа (III) и др.:

H₂SiO₃ → H₂O + SiO₂

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

4. Еще один способ получения оксидов — разложение сложных соединений — солей.

Например, нерастворимые карбонаты и карбонат лития при нагревании разлагаются на оксиды:

Li₂CO₃ → CO₂ + Li₂O

CaCO₃ →  CaO + CO₂

Соли, образованные сильными кислотами-окислителями (нитраты, сульфаты, перхлораты и др.), при нагревании, как правило, разлагаются с с изменением степени окисления:

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂ + O₂

Более подробно про разложение нитратов можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Оксиды. Классификация, свойства, получение, применение

Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор, который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.

Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.

Классификация оксидов

Все оксиды,  по способности образовать соли, можно разделить на две группы:

1. Солеобразующие оксиды (CO2, N2O5,Na2O, SO3 и т. д.)
2. Несолеобразующие оксиды(CO, N2O,SiO, NO и т. д.)

В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:

• Основные оксиды  — (Оксиды металлов — Na2O, CaO, CuO и т д)
• Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления  V-VII — Mn2O7,CO2, N2O5, SO2, SO3 и т д)
• Амфотерные оксиды (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)

Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты.

Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность.

CO2 – оксид углерода (IV)

N2O3 – оксид  азота (III)

Физические свойства оксидов

Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н2О), так и газами (СО2, SO3) или твёрдыми веществами (Al2O3, Fe2O3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н2О, СО) и белой (ZnO, TiO2) до зелёной (Cr2O3) и даже чёрной (CuO).

Химические свойства оксидов

Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:

Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.

Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:

Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:

Получение оксидов

Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.

Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований :Взаимодействие некоторых металлов с водой:

Применение оксидов

Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.

Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

Оксид углерода CO2, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.

Применение оксидов

Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO₃ используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.

Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.

Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.

Оксид кремния SiO₂ является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr₂O₃ применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).

Оксид углерода CO₂, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.

Нейтральные оксиды и их взаимодействия

Нейтральные оксиды играют важную роль в химии благодаря их уникальные характеристики и взаимодействие с другие вещества. Эти оксиды не являются ни кислотными, ни основными, что делает их нейтральными по своей природе. Они не выставляют любые важные химические свойства которые могут классифицировать их как кислые или основные оксиды. Вместо этого они, как правило, имеют сбалансированный состав, В результате чего их нейтральное поведение.

Притяжение нейтральных объектов к положительным объектам

Нейтральные объекты, включая нейтральные оксиды, имеют интересное взаимодействие положительные объекты. Когда положительный объект приближается к нейтральному оксиду, между ними наблюдается сила притяжения. Эта достопримечательность происходит из-за различия ответственный между положительный объект и нейтральный оксид. Положительный заряд объекта индуцирует временная поляризация в нейтральном оксиде, что приводит к возникновению силы притяжения между ними.

Притяжение нейтральных объектов к заряженным объектам

Нейтральные объекты, включая нейтральные оксиды, также проявляют притяжение к заряженные объекты. Когда заряженный объект, Такие, как отрицательно заряженная частица, приближается к нейтральному оксиду, между ними наблюдается сила притяжения. Эта достопримечательность происходит из-за различия ответственный между зарядd объект и нейтральный оксид. Заряженный объектзаряд индуцирует временная поляризация в нейтральном оксиде, что приводит к возникновению силы притяжения между ними.

Чтобы лучше понять взаимодействия нейтральных оксидов, возьмем Посмотрите at Некоторые примеры нейтральных оксидов:

Нейтральный оксид	Химическая формула	Пример использования
воды	H2O	Необходим для жизни, растворитель и охлаждающая жидкость
Угарный газ	CO	Топливо, промышленные процессы
Окись азота	НЕТ	Загрязнение воздуха, сигнальная молекула

Нейтральные оксиды могут реагировать с другие вещества, Но их реакция обычно менее реакционноспособны по сравнению с кислотными или основные оксиды. Они не оказывают существенного влияния на pH раствора при растворении в воде. Однако они по-прежнему могут участвовать в кислотно-основные реакции, хотя бы в меньшей степени.

В природе, нейтральные оксиды можно найти в различные формы. Вода, например, природный нейтральный оксид которое существует в изобилии. Другие нейтральные оксиды, такие как окись углерода и окись азота, могут быть получены путем природные процессы или как побочные продукты Деятельность человека.

Нейтральные оксиды имеют свой уникальный набор характеристик и использования. Их можно классифицировать на два основных типа: не-нейтральные оксиды металлов и нейтральные оксиды металлов, не-нейтральные оксиды металлов, как и окись углерода, состоят из не-металлические элементы. Металлические нейтральные оксиды, такие как вода, содержат металлические элементы.

Понимание формаОбразование и свойства нейтральных оксидов имеет решающее значение в Различные поля обучения, включая химию, наука об окружающей среде, и материаловедение, Путем изучения их взаимодействия и поведение, ученые могут получить представление о их использование, влияние на окружающую среду и потенциальные приложения in разные отрасли.

В заключение, нейтральные оксиды Он увлекательные вещества этот экспонат уникальные взаимодействия другие объекты. Их нейтральный характер позволяет им привлекать как положительные, так и заряженные объекты, демонстрация их разностороннее поведение. Исследуя их химические свойства и понимание их роль in различные процессы, мы можем еще больше оценить значение нейтральных оксидов в мир вокруг нас.

Какие оксиды реагируют с водой?

Из всех оксидов с водой реагируют только:

1) все активные основные оксиды (оксиды ЩМ и ЩЗМ);

2) все кислотные оксиды, кроме диоксида кремния (SiO₂);

т.е. из вышесказанного следует, что с водой точно не реагируют:

1) все малоактивные основные оксиды;

2) все амфотерные оксиды;

3) несолеобразующие оксиды (NO, N₂O, CO, SiO).

Примечание:

Оксид магния медленно реагирует с водой при кипячении. Без сильного нагревания реакция MgO с H₂O не протекает.

Способность определить то, какие оксиды могут реагировать с водой даже без умения писать соответствующие уравнения реакций, уже позволяет получить баллы за некоторые вопросы тестовой части ЕГЭ.

Теперь давайте разберемся, как же все-таки те или иные оксиды реагируют с водой, т.е. научимся писать соответствующие уравнения реакций.

Активные основные оксиды, реагируя с водой, образуют соответствующие им гидроксиды. Напомним, что соответствующим оксиду металла является такой гидроксид, который содержит металл в той же степени окисления, что и оксид. Так, например, при реакции с водой активных основных оксидов K+1₂O и Ba+2O образуются соответствующие им гидроксиды K+1OH и Ba+2(OH)₂:

K₂O + H₂O = 2KOH – гидроксид калия

BaO + H₂O = Ba(OH)₂ – гидроксид бария

Все гидроксиды, соответствующие активным основным оксидам (оксидам ЩМ и ЩЗМ), относятся к щелочам. Щелочами называют все хорошо растворимые в воде гидроксиды металлов, а также малорастворимый гидроксид кальция Ca(OH)₂ (как исключение).

Взаимодействие кислотных оксидов с водой так же, как и реакция активных основных оксидов с водой, приводит к образованию соответствующих гидроксидов. Только в случае кислотных оксидов им соответствуют не основные, а кислотные гидроксиды, чаще называемые кислородсодержащими кислотами. Напомним, что соответствующей кислотному оксиду является такая кислородсодержащая кислота, которая содержит кислотообразующий элемент в той же степени окисления, что и в оксиде.

Таким образом, если мы, например, хотим  записать уравнение взаимодействия кислотного оксида SO₃ с водой, прежде всего мы должны вспомнить основные, изучаемые в рамках школьной программы, серосодержащие кислоты. Таковыми являются сероводородная H₂S, сернистая H₂SO₃ и серная H₂SO₄ кислоты. Cероводородная кислота H₂S, как легко заметить, не является кислородсодержащей, поэтому ее образование при взаимодействии SO₃ с водой можно сразу исключить. Из кислот H₂SO₃ и H₂SO₄ серу в степени окисления +6, как в оксиде SO₃, содержит только серная кислота H₂SO₄. Поэтому именно она и будет образовываться в реакции SO₃ с водой:

H₂O + SO₃ = H₂SO₄

Аналогично оксид N₂O₅, содержащий азот в степени окисления +5, реагируя с водой, образует азотную кислоту HNO₃, но ни в коем случае не азотистую HNO₂, поскольку  в азотной кислоте степень окисления азота, как и в N₂O₅, равна +5, а в азотистой — +3:

N+5₂O₅ + H₂O = 2HN+5O₃

Исключение:

Оксид азота (IV) (NO₂) является оксидом неметалла в степени окисления +4, т.е. в соответствии с алгоритмом, описанным в таблице в самом начале данной главы, его нужно отнести к кислотным оксидам. Однако не существует такой кислоты, которая содержала бы азот в степени окисления +4.

В случае оксида NO₂ принято считать, что ему соответствуют сразу две кислоты, поскольку его взаимодействие с водой приводит к одновременному образованию двух кислот:

2NO₂ + H₂O = HNO₂ + HNO₃

Реакции оксидов и окислов

Окисление и восстановление

Окисление – это процесс, при котором атом, молекула или ион теряют электроны. Восстановление – наоборот, процесс, при котором атом, молекула или ион получают электроны. Взаимодействие оксидов и окислов происходит за счёт таких процессов. Например, кислород протекает процесс окисления, выступая как окислитель, и восстановление может происходить с помощью веществ, которые могут давать электроны – это так называемые восстановители.

Пример реакции

Ион меди Cu2+ окисляется до иона меди Cu3+, а ион ферроцианатная кислота Fe3- восстанавливается до иона Fe4-. Реакцию можно записать следующим образом: Cu2+ + 4- → Cu3+ + 3-. В этом случае кислород не используется как окислитель или восстановитель.

Свойства веществ, влияющие на реакции

Реакции оксидов и окислов зависят от свойств самих веществ. Например, активность окислителя увеличивается с уменьшением числа электронов в окисляемой частице. Также на реакцию влияет концентрация вещества, температура, давление и растворитель.

Использование в жизни

Реакции оксидов и окислов находят применение в различных областях жизни. Например, в медицине они используются для заживления ран и устранения инфекций, а в производстве используются для очистки сточных вод. Кроме того, они применяются в химическом синтезе и для создания катализаторов.