Кислотным оксидом является: Кислотные оксиды – список с примерами и формулами

1.4. Оксиды — ЗФТШ, МФТИ

Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, что учитывается по международной номенклатуре  с указанием степени окисления элемента римскими цифрами, например, `»SO»_3` — оксид серы (VI),  `»SO»_2` — оксид серы (IV).

Можно представить следующую схему:

Название оксида  `=` «Оксид» `+` название элемента в род. падеже `+` (валентность римскими цифрами).

По своим химическим свойствам все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды принято делить на три основные группы: основные, амфотерные и кислотные.

Получение основных оксидов

а) разложение нерастворимых гидроксидов:  

нерастворимые основания при нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду:

$$ \mathrm{Cu}{\left(\mathrm{OH}\right)}_{2}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{CuO}+{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

Этим методом нельзя получить гидроксиды щелочных металлов.

б) разложение солей кислородсодержащих  кислот:

• разложение карбонатов:

карбонаты щелочноземельных металлов и магния разлагаются на соответствующие основный и кислотный оксиды:

$$ {\mathrm{BaCO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{BaO}+{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow $$.

Ниже приведены уравнения реакций разложения карбоната аммония и карбоната серебра:

$$ {\left({\mathrm{NH}}_{4}\right)}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }2{\mathrm{NH}}_{3}\uparrow +{\mathrm{CO}}_{2}+{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ 2{\mathrm{Ag}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }4\mathrm{Ag}\downarrow +2{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$.

Карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, исключение составляет карбонат лития :

$$ {\mathrm{Li}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{Li}}_{2}\mathrm{O}+{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow $$.

• разложение гидрокарбонатов металлов:

гидрокарбонаты разлагаются на карбонат, воду и углекислый газ.

$$ 2{\mathrm{NaHCO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} + {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow  + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

• разложение нитратов

разложение нитратов металлов определяется положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов:

$$ 2{\mathrm{KNO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }2{\mathrm{KNO}}_{2} + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$

(если металл в ряду напряжения стоит до магния),

$$ 2\mathrm{Pb}({\mathrm{NO}}_{3}{)}_{2} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }  2\mathrm{PbO} + 4{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$

(если металл в ряду напряжения стоит от магния до меди включительно),

$$ 2{\mathrm{AgNO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2\mathrm{Ag} + 2{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow  + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$

(если металл в ряду напряжения стоит после меди).

ВНИМАНИЕ!!!

$$ {\mathrm{NH}}_{4}{\mathrm{NO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{N}}_{2}\mathrm{O}\uparrow  + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ 4{\mathrm{LiNO}}_{3}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }2\mathrm{LiO}+4{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$;

$$ 4\mathrm{Fe}{\left({\mathrm{NO}}_{3}\right)}_{2}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }2{\mathrm{Fe}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}+8{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$;

$$ \mathrm{Mn}{\left({\mathrm{NO}}_{3}\right)}_{2}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{MnO}}_{2}\downarrow +2{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow $$.

• разложение основных солей:

$$ (\mathrm{ZnOH}{)}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2\mathrm{ZnO} + {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow  + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

в) разложение кислородсодержащих кислот:

                   `»H»_2″SO»_3  → «SO»_2 + «H»_2″O»`.

г) обработка солей растворами кислот:

 `»K»_2″Cr»_2″O»_7 + «H»_2″SO»_4  →2″CrO»_3+»K»_2″SO»_4+»H»_2″O»`,

`»Na»_2″SiO»_3+2″HCl» -> 2″NaCl»+»SiO»_2+»H»_2″O»`.

Химические свойства основных оксидов

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, с кислотами.

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот (исключение `»SiO»_2`):

`»P»_2″O»_5+3″H»_2″O» -> 2″H»_3″PO»_4`;

Оксиды, которым соответствуют неустойчивые кислоты, реагируют с водой обратимо и в очень малой степени.

$$ {\mathrm{CO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\rightleftarrows {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}$$;

$$ {\mathrm{SO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\rightleftarrows {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{SO}}_{3}$$.

Азот в оксидах способен проявлять  в соединениях степени окисления `+1`, `+2`, `+3`, `+4`, `+5`. Оксиды `»N»_2″O»` и `»NO»` является несолеобразующими оксидами, оксиды `»N»_2″O»_3` и `»N»_2″O»_5` являются кислотными оксидами, которым соответствуют азотистая и азотная кислота соответственно:

$$ {\mathrm{N}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to  2{\mathrm{HNO}}_{2}$$;

$$ {\mathrm{N}}_{2}{\mathrm{O}}_{5} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to  2{\mathrm{HNO}}_{3}$$.

Оксид `»NO»_2` является кислотным оксидом, которому соответствуют сразу две кислоты:

$$ 2{\mathrm{NO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to  {\mathrm{HNO}}_{2} + {\mathrm{HNO}}_{3} $$.

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий как ангидридов кислот – продуктов отщепления воды от соответствующих кислот. Например, `»SO»_3` – ангидрид серной кислоты, `»SO»_2` – ангидрид сернистой кислоты. Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, щелочами:

$$ {\mathrm{SO}}_{3} + \mathrm{CuO} \to  {\mathrm{CuSO}}_{4}$$;

$$ {\mathrm{SO}}_{3} + {\mathrm{Na}}_{2}\mathrm{O} \to  {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{SO}}_{4}$$.

$$ {\mathrm{P}}_{2}{\mathrm{O}}_{5}+ {\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2{\mathrm{AlPO}}_{4}$$;

$$ 3{\mathrm{SO}}_{3} + 2\mathrm{Al}(\mathrm{OH}{)}_{3} \to  {\mathrm{Al}}_{2}({\mathrm{SO}}_{4}{)}_{3} +3{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

$$ \mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_{2} + {\mathrm{CO}}_{2} \to  {\mathrm{CaCO}}_{3} \downarrow  + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ {\mathrm{SO}}_{3} + 2\mathrm{NaOH} \to  {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{SO}}_{4} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ {\mathrm{SO}}_{3} + \mathrm{NaOH} \to  {\mathrm{NaHSO}}_{4}$$.

Кислотные оксиды слабых кислот взаимодействуют только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами:

$$ {\mathrm{Na}}_{2}\mathrm{O}+{\mathrm{CO}}_{2}\to {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}$$;

`»CuO»+»CO»_2`$$ \overline{)\to }$$.  

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:

$$ {\mathrm{CO}}_{2} + \mathrm{C} \to  2\mathrm{CO}\uparrow $$;

$$ {\mathrm{SO}}_{2} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{S}  \to  3\mathrm{S}\downarrow + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

В состав амфотерного окcида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка `»ZnO»` может быть как основанием, так и кислотой (`»Zn»(«OH»)_2` и `»H»_2″ZnO»_2`). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства:

$$ \mathrm{ZnO} + {\mathrm{CO}}_{2} \to  {\mathrm{ZnCO}}_{3}$$;

$$ \mathrm{ZnO} + {\mathrm{Na}}_{2}\mathrm{O} \to  {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{ZnO}}_{2}$$;
$$ \mathrm{ZnO} + 2{\mathrm{NaOH}}_{\left(\mathrm{расплав}\right)} \to  {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{ZnO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ \mathrm{ZnO} + 2\mathrm{NaOH} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to  {\mathrm{Na}}_{2}[\mathrm{Zn} (\mathrm{OH}{)}_{4}]$$;

$$ \mathrm{ZnO} + 2\mathrm{HCl}  \to  {\mathrm{ZnCl}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

 

8 класс. Химия. Кислотные оксиды — Кислотные оксиды

Комментарии преподавателя

Оксиды неметаллов

Вы уже знаете, что все вещества делят на две большие группы – органические и неорганические вещества. В 8 классе изучается  классификация неорганических веществ. Вам уже знакомы некоторые группы неорганических веществ – оксиды, хлориды, сульфиды, кислоты и т.д.

Изучение классов неорганических веществ мы начнем с группы веществ, которую называют кислотными оксидами. Многие простые вещества – неметаллы при взаимодействии с кислородом образуют оксиды.

Уголь сгорает в атмосфере кислорода с образованием оксида углерода (IV):

С+О2 = СО2

Фосфор тоже горит в кислороде, при этом образуется оксид фосфора (V):

4P + 5O2 = 2P2O5

Рис. 1. Горение фосфора в кислороде

При растворении полученных оксидов в воде образуются растворы, обладающие общими свойствами. Эти растворы кислые на вкус. В ходе растворения оксида углерода (IV) и оксида фосфора (V) в воде образуются кислоты. Запишем уравнения этих реакций.

При растворении в воде оксида углерода (IV) образуется угольная кислота – Н2СО3:

СO2 + h3O ↔h3CO3

Угольная кислота – нестойкое вещество, она разлагается на исходные вещества. Поэтому правильнее вместо знака равенства поставить знак обратимости в уравнении этой реакции.

Оксид фосфора (V) хорошо растворяется в воде с образованием ортофосфорной кислоты h4PO4:

P2O5+3h3O=2h4PO4

Данные реакции являются реакциями соединения.

Теперь мы можем объяснить происхождение названия химического элемента кислорода. «кислород» — «рождающий кислоты»: при взаимодействии некоторых неметаллов с кислородом образуются оксиды, растворение которых в воде позволяет получить кислоты.

Оксиды, которым соответствуют кислоты, называют кислотными оксидами.

Например, оксид углерода (IV) и оксид фосфора (V) – кислотные оксиды.

Но не все оксиды неметаллов являются кислотными. Есть оксиды неметаллов, которым не соответствуют кислоты. Среди них, оксид углерода (II) или угарный газ — СО, оксиды азота (I) и (II) – N2O, NO. Этим оксидам кислоты не соответствуют.

Есть еще один интересный факт – не все кислотные оксиды взаимодействуют с водой. Например, оксид кремния (IV) не растворяется в воде. Это вещество составляет основу кварца и белого речного песка. Но оксид кремния является кислотным оксидом, т.к. ему соответствует кремниевая кислота h3SiO3. Это стало известно благодаря тому, что кремниевая кислота разлагается на оксид кремния и воду:

h3SiO3 = SiO2 + h3O

К классу кислотных оксидов относятся не только оксиды неметаллов. Кислотные оксиды могут образовать и некоторые металлы с валентностью более III.

Например оксид хрома (VI) является кислотным оксидом, т.к. ем соответствует хромовая кислота h3CrO4. Эту кислоту можно получить при взаимодействии оксида хрома (VI) с водой:

CrO3+h3O=h3CrO4

[00:04:35/Составление формул кислот, соответствующих оксидам]

Не надо заучивать какая кислота какому оксиду соответствует. Чтобы составить формулу кислоты, соответствующей оксиду, надо запомнить несколько правил. Во-первых, валентность химического элемента в оксиде и соответствующей ему кислоте должна быть одинакова.

Валентности элементов в оксиде вы уже умеете определять. Например, в оксиде азота N2O5 валентность азота равна V. Валентности элементов в кислоте, состоящей из трех химических элементов, определить также несложно. Определим валентности элементов в азотной кислоте HNO3.Валентность водорода в кислотах равна I, валентность кислорода равна II. Чтобы найти валентность азота, нужно из общего числа валентностей кислорода вычесть общее число валентностей водорода, т.е. из 6 вычесть 1.

Рис. 2. Валентность азота в N2O5 и HNO3 одинакова и равна V

Формулу кислоты, соответствующей оксиду можно составить, используя реакцию соединения кислотного оксида с водой. Если суммировать атомы одной молекулы оксида и одной молекулы воды, то в большинстве случаев получится формула искомой кислоты.

Рассмотрим два примера. Составим формулы кислот, соответствующих оксиду углерода (IV) и оксиду азота (III). Просуммируем атомы одной молекулы углекислого газа и одной молекулы воды. Получилась формула угольной кислоты h3CO3.

То же проделаем с одной молекулой N2O3 и одной молекулой Н2О. Получили Н2N2O4. В получившейся формуле можно сократить индексы на 2. Получим HNO2 – азотистую кислоту (Рис. 3).

Рис. 3. Составление формул кислот, соответствующих оксидам

Этим правилом нельзя воспользоваться для составления формулы ортофосфорной кислоты. Чтобы ее получить к молекуле оксида фосфора (V) надо прибавить 3 молекулы воды.

ИСТОЧНИКИ

источник конспекта — http://interneturok.ru/ru/school/chemistry/8-klass/bklassy-neorganicheskih-vewestv-b/kislotnye-oksidy

исчтонки видео — http://www.youtube.com/watch?v=8rRoZ1UiPrQ

источник видео — http://www.youtube.com/watch?v=YLxqe0Dc130

источник презентации — http://ppt4web.ru/khimija/oksidy1.html

источник презентации — http://www.myshared.ru/slide/1002808/

http://www.youtube.com/watch?v=bT0Olh2Cn1c

неорганическая химия — Что такое «кислотный» оксид?

Задавать вопрос

спросил

7 лет, 4 месяца назад

Изменено 5 лет, 3 месяца назад

Просмотрено 4к раз

$\begingroup$

В моей книге написано, что:

Оксиды в более высоких степенях окисления элементов группы 14 обычно более кислые, чем в более низких степенях окисления. Диоксиды $\ce{CO2}$, $\ce{SiO2}$ и $\ce{GeO2}$ являются кислыми, тогда $\ce{SnO2}$ и $\ce{PbO2}$ имеют амфотерную природу. Среди монооксидов $\ce{CO}$ является нейтральным, $\ce{GeO}$ — явно кислым, а $\ce{SnO}$ и $\ce{PbO}$ — амфотерными.

1. Прежде всего:
   Как оксид может быть кислотным? Это из-за их реакции с другими соединениями? Я знаю о кислотах и ​​основаниях Аррениуса, Льюиса и Бренстеда, но до сих пор не могу связать!

2. Во-вторых, почему в книге говорится: «Окислы в более высоких степенях окисления элементов группы 14 обычно более кислые, чем оксиды в более низких степенях окисления»? Есть ли за этим логическая причина?

3. Прослеживается ли тенденция, указанная во втором вопросе, во всех группах периодической таблицы, а не только в группе 14?

   Под «всеми группами» я подразумеваю элементы блока s и p. Я мало что знаю о химии блочных элементов d и f — я изучу их через несколько недель, но я считаю, что они также должны следовать этой тенденции.

• неорганическая химия
• кислотно-щелочная
• периодические тенденции

$\endgroup$

4

$\begingroup$

1. Оксиды являются кислотными или основными в зависимости от их реакции с основанием или кислотой. Здесь в элементах группы 14 $\ce{CO2}$ является кислым, т.е. он реагирует с основанием. Когда оксиды амфотерны, они реагируют как с кислотами, так и с основаниями.
   
2. Оксиды с более высокими степенями окисления более кислые из-за более высокого положительного заряда. С понижением группы снижается способность притягивать электроны и возрастает электроположительный характер. Поэтому элемент становится менее кислотным и более основным вниз по группе. Я не понял вашего последнего вопроса, но каждый период имеет тенденцию к своей кислотной и основной природе оксидов.

$\endgroup$

Зарегистрируйтесь или войдите в систему

Зарегистрируйтесь с помощью Google

Зарегистрироваться через Facebook

Зарегистрируйтесь, используя электронную почту и пароль

Опубликовать как гость

Электронная почта

Требуется, но никогда не отображается

Опубликовать как гость

Электронная почта

Требуется, но не отображается

Нажимая «Опубликовать свой ответ», вы соглашаетесь с нашими условиями обслуживания, политикой конфиденциальности и политикой использования файлов cookie

.

Оксид | химическое соединение | Британика

оксид железа

Посмотреть все СМИ

Ключевые люди:

Джозеф Пристли

Похожие темы:

вода оксид серы глинозем диоксид титана оксидный минерал

Просмотреть весь соответствующий контент →

Резюме

Прочтите краткий обзор этой темы

оксид , любое из большого и важного класса химических соединений, в которых кислород связан с другим элементом. За исключением более легких инертных газов (гелия [He], неона [Ne], аргона [Ar] и криптона [Kr]), кислород (O) образует по крайней мере один бинарный оксид с каждым из элементов.

И металлы, и неметаллы могут достигать наивысших степеней окисления (т. е. отдавать максимальное количество доступных валентных электронов) в соединениях с кислородом. Щелочные и щелочноземельные металлы, а также переходные и постпереходные металлы (в их низших степенях окисления) образуют ионные оксиды, т. е. соединения, содержащие анион О ^2-. Металлы с высокими степенями окисления образуют оксиды, связи которых имеют более ковалентный характер. Неметаллы также образуют ковалентные оксиды, которые обычно имеют молекулярный характер. Плавное изменение типа связи в оксидах от ионных к ковалентным наблюдается по мере того, как периодическая таблица перемещается от металлов слева к неметаллам справа. Такая же вариация наблюдается в реакции оксидов с водой и обусловленном этим кислотно-основном характере продуктов. Ионные оксиды металлов реагируют с водой с образованием гидроксидов (соединений, содержащих OH ⁻ ион) и образующиеся щелочные растворы, в то время как большинство оксидов неметаллов реагируют с водой с образованием кислот и образующихся кислотных растворов ( см. таблицу).

Периодическое изменение свойств оксидов элементов третьего периода

	группа 1	группа 2	группа 13	группа 14	группа 15	группа 16	группа 17
Источник: Из W. Robinson, J. Odom, and H. Holtzclaw, Jr., Chemistry: Concepts and Models, DC Heath and Co., 1992.
реакция оксидов с водой и кислотно-щелочной характер гидроксидов	Na 2 O дает NaOH (сильное основание)	MgO дает Mg(OH) 2 (слабое основание)	Al 2 O 3 нереагирующий	SiO 2 нереагирующий	P 4 O 10 дает H 3 PO 4 (слабая кислота)	SO 3 дает H 2 SO 4 (сильная кислота)	Кл 2 O 7 дает HClO 4 (сильная кислота)
связывание в оксидах	Na 2 O ионный	ионный MgO	Al 2 O 3 ионный	SiO 2 ковалентная	P 4 O 10 ковалентная	СО 3 ковалентный	Cl 2 O 7 ковалентная

Некоторые органические соединения реагируют с кислородом или другими окислителями с образованием веществ, называемых оксидами. Так, амины, фосфины и сульфиды образуют аминооксиды, фосфиноксиды и сульфоксиды соответственно, в которых атом кислорода ковалентно связан с атомом азота, фосфора или серы. Так называемые оксиды олефинов представляют собой циклические эфиры.

Оксиды металлов представляют собой твердые кристаллические вещества, содержащие катион металла и анион оксида. Обычно они реагируют с водой с образованием оснований или с кислотами с образованием солей.

Щелочные и щелочноземельные металлы образуют три разных типа бинарных соединений кислорода: (1) оксиды, содержащие оксид-ионы, O ²⁻ , (2) пероксиды, содержащие пероксид-ионы, O ₂ ²⁻ , которые содержат ковалентные одинарные связи кислород-кислород, и (3) супероксиды, содержащие ионы супероксида, O ₂ ⁻ , которые также имеют ковалентные связи кислород-кислород, но имеют на один отрицательный заряд меньше, чем ионы перекиси. Щелочные металлы (имеющие степень окисления +1) образуют оксиды M ₂ O, пероксиды M ₂ O ₂ и супероксиды MO ₂ . (M представляет собой атом металла.) Щелочноземельные металлы (со степенью окисления +2) образуют только оксиды, MO, и пероксиды, MO ₂ . Все оксиды щелочных металлов могут быть получены нагреванием соответствующего нитрата металла с элементарным металлом. 2МНО ₃ + 10M + тепло → 6M ₂ O + N ₂ Общее получение оксидов щелочноземельных металлов включает нагревание карбонатов металлов. MCO ₃ + тепло → MO + CO ₂ Как оксиды щелочных металлов, так и оксиды щелочноземельных металлов являются ионными и реагируют с водой с образованием основных растворов гидроксида металла. M ₂ O + H ₂ O → 2MOH (где M = металл группы 1)
MO + H ₂ O → M(OH) ₂ (где M = металл группы 2) Поэтому эти соединения часто называют основными оксидами. В соответствии со своим основным поведением они реагируют с кислотами в типичных кислотно-щелочных реакциях с образованием солей и воды; например, М ₂ O + 2HCl → 2MCl + H ₂ O (где M = металл группы 1). Эти реакции также часто называют реакциями нейтрализации. Наиболее важными основными оксидами являются оксид магния (MgO), хороший проводник тепла и электрический изолятор, который используется в огнеупорном кирпиче и теплоизоляции, и оксид кальция (CaO), также называемый негашеной известью или известью, широко используемый в сталелитейной промышленности и в воде. очищение.

Тщательно изучены периодические тренды оксидов. В любой данный период связь в оксидах прогрессирует от ионной к ковалентной, а их кислотно-основной характер меняется от сильно основного к слабоосновному, амфотерному, слабокислому и, наконец, сильнокислому. Как правило, основность увеличивается вниз по группе (например, в оксидах щелочноземельных металлов BeO < MgO < CaO < SrO < BaO). Кислотность увеличивается с увеличением степени окисления элемента. Например, из пяти оксидов марганца MnO (в котором марганец имеет степень окисления +2) является наименее кислотным, а Mn ₂ O ₇ (содержащий Mn ⁷⁺ ) самый кислый. Оксиды переходных металлов со степенями окисления +1, +2 и +3 представляют собой ионные соединения, состоящие из ионов металлов и ионов оксидов. Эти оксиды переходных металлов со степенями окисления +4, +5, +6 и +7 ведут себя как ковалентные соединения, содержащие ковалентные связи металл-кислород. Как правило, ионные оксиды переходных металлов являются основными. То есть они будут реагировать с водными кислотами с образованием растворов солей и воды; например, СоО + 2Н ₃ О ⁺ → Co ²⁺ + 3H ₂ О. Оксиды со степенями окисления +5, +6 и +7 являются кислыми и реагируют с растворами гидроксида с образованием солей и воды; например, CrO ₃ + 2OH ^— → CrO ₄ ²⁻ + H ₂ O. Оксиды со степенью окисления +4 обычно являются амфотерными (от греческого amphoteros, «в обоих направлениях»), что означает, что эти соединения могут вести себя либо как кислоты, либо как основания. Амфотерные оксиды растворяются не только в кислых, но и в основных растворах.