Οξείδιο μετάλλου ή μη μετάλλου. Οξείδια μετάλλων και μη μετάλλων. υγρό και στερεό

Στις εργασίες της Ενιαίας Πολιτικής Εξέτασης υπάρχουν ερωτήσεις όπου πρέπει να προσδιορίσετε τον τύπο του οξειδίου. Πρώτα απ 'όλα, υπάρχουν τέσσερις τύποι οξειδίων που πρέπει να θυμάστε:

1) δεν σχηματίζει αλάτι

2) βασικά

3) όξινο

4) αμφοτερικός

Τα βασικά, τα όξινα και τα αμφοτερικά οξείδια ομαδοποιούνται επίσης συχνά μαζί οξείδια που σχηματίζουν άλατα.

Χωρίς να μπω σε θεωρητικές λεπτομέρειες, θα περιγράψω έναν αλγόριθμο βήμα προς βήμα για τον προσδιορισμό του τύπου του οξειδίου.

Πρώτα- προσδιορίστε: το οξείδιο μετάλλου μπροστά σας ή το μη μεταλλικό οξείδιο.

Δεύτερος- Έχοντας διαπιστώσει ποιο μεταλλικό ή μη μεταλλικό οξείδιο βρίσκεται μπροστά σας, προσδιορίστε την κατάσταση οξείδωσης του στοιχείου σε αυτό και χρησιμοποιήστε τον παρακάτω πίνακα. Φυσικά, πρέπει να μάθουμε τους κανόνες για την αντιστοίχιση οξειδίων σε αυτόν τον πίνακα. Στην αρχή, μπορείτε να λύσετε εργασίες κοιτάζοντάς το, αλλά στόχος σας είναι να το θυμάστε, αφού δεν υπάρχουν πηγές πληροφοριών στην εξέταση εκτός από τον πίνακα D.I. Δεν θα έχετε περιοδικό πίνακα, πίνακες διαλυτότητας ή σειρές δραστηριοτήτων για μέταλλα.

Οξείδιο μη μετάλλου	Οξείδιο μετάλλου
1) Κατάσταση οξείδωσης αμέταλλου +1 ή +2 Συμπέρασμα: οξείδιο που δεν σχηματίζει άλατα Εξαίρεση: Το Cl 2 O δεν είναι οξείδιο που δεν σχηματίζει άλατα	1) Η κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου είναι +1, +2 Συμπέρασμα: το οξείδιο του μετάλλου είναι βασικό Εξαίρεση:BeO,ZnO, SnO και PbO δεν περιλαμβάνονταισε βασικά οξείδια!!
2) Η κατάσταση οξείδωσης είναι μεγαλύτερη ή ίση με +3 Συμπέρασμα: οξείδιο οξέος Εξαίρεση: Το Cl 2 O είναι ένα όξινο οξείδιο, παρά την κατάσταση οξείδωσης του χλωρίου +1	2) Κατάσταση οξείδωσης μετάλλων +3, +4, Συμπέρασμα: το οξείδιο είναι αμφοτερικό. Εξαίρεση: BeO, ZnO, SnO και PbOαμφοτερική, παρά την κατάσταση οξείδωσης +2 των μετάλλων
	3) Κατάσταση οξείδωσης μετάλλων +5,+6,+7 Συμπέρασμα: όξινο οξείδιο.

Παραδείγματα:

Ασκηση:προσδιορίστε τον τύπο του οξειδίου MgO.

Λύση:Το MgO είναι ένα οξείδιο μετάλλου και η κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου σε αυτό είναι +2. Όλα τα οξείδια μετάλλων στις καταστάσεις οξείδωσης +1 και +2 είναι βασικά, εκτός από το οξείδιο του βηρυλλίου ή του ψευδαργύρου.

Απάντηση:Το MgO είναι το κύριο οξείδιο.

Ασκηση:Προσδιορίστε τον τύπο του οξειδίου Mn 2 O 7

Λύση:Το Mn 2 O 7 είναι ένα οξείδιο μετάλλου και η κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου σε αυτό το οξείδιο είναι +7. Τα οξείδια μετάλλων σε καταστάσεις υψηλής οξείδωσης (+5, +6, +7) ταξινομούνται ως όξινα.

Απάντηση: Mn 2 O 7 – όξινο οξείδιο

Ασκηση:προσδιορίστε τον τύπο του οξειδίου Cr 2 O 3.

Λύση:Το Cr 2 O 3 είναι ένα οξείδιο μετάλλου και η κατάσταση οξείδωσης του μετάλλου σε αυτό το οξείδιο είναι +3. Τα οξείδια μετάλλων σε καταστάσεις οξείδωσης +3 και +4 ταξινομούνται ως αμφοτερικά.

Απάντηση:Το Cr 2 O 3 είναι ένα αμφοτερικό οξείδιο.

Ασκηση:προσδιορίστε τον τύπο του οξειδίου N 2 O.

Λύση:Το N 2 O είναι ένα μη μεταλλικό οξείδιο και η κατάσταση οξείδωσης του αμέταλλου σε αυτό το οξείδιο είναι +1. Τα οξείδια μη μετάλλων σε καταστάσεις οξείδωσης +1 και +2 ταξινομούνται ως μη σχηματίζοντας άλατα.

Απάντηση:Το N 2 O είναι ένα οξείδιο που δεν σχηματίζει άλατα.

Ασκηση:προσδιορίστε τον τύπο του οξειδίου του BeO.

Λύση:Το οξείδιο του βηρυλλίου καθώς και το οξείδιο του ψευδαργύρου αποτελούν εξαιρέσεις. Αν και η κατάσταση οξείδωσης των μετάλλων σε αυτά είναι +2, είναι αμφοτερικά.

Απάντηση:Το BeO είναι ένα αμφοτερικό οξείδιο.

Μπορείτε να εξοικειωθείτε με τις χημικές ιδιότητες των οξειδίων

Οξείδιαονομάζονται πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια περιλαμβάνουν άτομα οξυγόνου σε κατάσταση οξείδωσης - 2 και κάποιο άλλο στοιχείο.

μπορεί να ληφθεί μέσω της άμεσης αλληλεπίδρασης του οξυγόνου με ένα άλλο στοιχείο, ή έμμεσα (για παράδειγμα, κατά την αποσύνθεση αλάτων, βάσεων, οξέων). Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξείδια έρχονται σε στερεά, υγρή και αέρια κατάσταση· αυτός ο τύπος ένωσης είναι πολύ κοινός στη φύση. Οξείδια βρίσκονται στο φλοιό της Γης. Η σκουριά, η άμμος, το νερό, το διοξείδιο του άνθρακα είναι οξείδια.

Είναι είτε αλατοποιήσιμα είτε μη άλατα.

Οξείδια που σχηματίζουν άλατα- Πρόκειται για οξείδια που σχηματίζουν άλατα ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων. Πρόκειται για οξείδια μετάλλων και μη μετάλλων, τα οποία όταν αλληλεπιδρούν με το νερό σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα και όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις τα αντίστοιχα όξινα και κανονικά άλατα. Για παράδειγμα,Το οξείδιο του χαλκού (CuO) είναι ένα οξείδιο που σχηματίζει άλατα, επειδή, για παράδειγμα, όταν αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ (HCl), σχηματίζεται ένα άλας:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων, μπορούν να ληφθούν άλλα άλατα:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Οξείδια που δεν σχηματίζουν άλαταΑυτά είναι οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα. Παραδείγματα περιλαμβάνουν CO, N 2 O, NO.

Τα οξείδια που σχηματίζουν άλατα, με τη σειρά τους, είναι 3 τύπων: βασικά (από τη λέξη « βάση » ), όξινη και αμφοτερική.

Βασικά οξείδιαΑυτά τα οξείδια μετάλλων ονομάζονται εκείνα που αντιστοιχούν σε υδροξείδια που ανήκουν στην κατηγορία των βάσεων. Τα βασικά οξείδια περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO, κ.λπ.

Χημικές ιδιότητες βασικών οξειδίων

1. Τα υδατοδιαλυτά βασικά οξείδια αντιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν βάσεις:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Αντιδράστε με οξείδια οξέος, σχηματίζοντας τα αντίστοιχα άλατα

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Αντιδράστε με αμφοτερικά οξείδια:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Εάν η σύνθεση των οξειδίων περιέχει ένα αμέταλλο ή ένα μέταλλο που εμφανίζει το υψηλότερο σθένος (συνήθως από IV έως VII) ως δεύτερο στοιχείο, τότε τέτοια οξείδια θα είναι όξινα. Όξινα οξείδια (ανυδρίτες οξέων) είναι εκείνα τα οξείδια που αντιστοιχούν σε υδροξείδια που ανήκουν στην κατηγορία των οξέων. Αυτά είναι, για παράδειγμα, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7, κ.λπ. Τα όξινα οξείδια διαλύονται στο νερό και τα αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό.

Χημικές ιδιότητες οξειδίων οξέος

1. Αντιδράστε με νερό για να σχηματίσετε ένα οξύ:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Αλλά δεν αντιδρούν όλα τα όξινα οξείδια απευθείας με το νερό (SiO 2, κ.λπ.).

2. Αντιδράστε με οξείδια με βάση για να σχηματίσετε ένα άλας:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Αντιδράστε με αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

Μέρος αμφοτερικό οξείδιοπεριλαμβάνει ένα στοιχείο που έχει αμφοτερικές ιδιότητες. Η αμφοτερικότητα αναφέρεται στην ικανότητα των ενώσεων να παρουσιάζουν όξινες και βασικές ιδιότητες ανάλογα με τις συνθήκες.Για παράδειγμα, το οξείδιο του ψευδαργύρου ZnO μπορεί να είναι είτε βάση είτε οξύ (Zn(OH) 2 και H 2 ZnO 2). Η αμφοτερικότητα εκφράζεται στο γεγονός ότι, ανάλογα με τις συνθήκες, τα αμφοτερικά οξείδια παρουσιάζουν είτε βασικές είτε όξινες ιδιότητες.

Χημικές ιδιότητες των αμφοτερικών οξειδίων

1. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Αντιδράστε με στερεά αλκάλια (κατά τη σύντηξη), σχηματίζοντας ως αποτέλεσμα της αντίδρασης αλάτι - ψευδάργυρο νάτριο και νερό:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Όταν το οξείδιο του ψευδαργύρου αλληλεπιδρά με ένα αλκαλικό διάλυμα (το ίδιο NaOH), εμφανίζεται μια άλλη αντίδραση:

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

Ο αριθμός συντονισμού είναι ένα χαρακτηριστικό που καθορίζει τον αριθμό των κοντινών σωματιδίων: άτομα ή ιόντα σε ένα μόριο ή κρύσταλλο. Κάθε αμφοτερικό μέταλλο έχει τον δικό του αριθμό συντονισμού. Για το Be και το Zn είναι 4. Για και Αλ είναι 4 ή 6? Για και Cr είναι 6 ή (πολύ σπάνια) 4.

Τα αμφοτερικά οξείδια είναι συνήθως αδιάλυτα στο νερό και δεν αντιδρούν με αυτό.

Έχετε ακόμα ερωτήσεις; Θέλετε να μάθετε περισσότερα για τα οξείδια;
Για να λάβετε βοήθεια από έναν δάσκαλο, εγγραφείτε.
Το πρώτο μάθημα είναι δωρεάν!

ιστοσελίδα, όταν αντιγράφετε υλικό εν όλω ή εν μέρει, απαιτείται σύνδεσμος προς την πηγή.

13.1. Ορισμοί

Οι πιο σημαντικές κατηγορίες ανόργανων ουσιών παραδοσιακά περιλαμβάνουν απλές ουσίες (μέταλλα και μη μέταλλα), οξείδια (όξινα, βασικά και αμφοτερικά), υδροξείδια (μερικά οξέα, βάσεις, αμφοτερικά υδροξείδια) και άλατα. Οι ουσίες που ανήκουν στην ίδια κατηγορία έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες. Αλλά γνωρίζετε ήδη ότι κατά τον προσδιορισμό αυτών των κατηγοριών, χρησιμοποιούνται διαφορετικά κριτήρια ταξινόμησης.
Σε αυτή την ενότητα θα διατυπώσουμε τελικά τους ορισμούς όλων των σημαντικότερων κατηγοριών χημικών ουσιών και θα κατανοήσουμε με ποια κριτήρια διακρίνονται αυτές οι κατηγορίες.
Ας ξεκινήσουμε με απλές ουσίες (ταξινόμηση ανάλογα με τον αριθμό των στοιχείων που απαρτίζουν την ουσία). Συνήθως χωρίζονται σε μέταλλαΚαι αμέταλλα(Εικ. 13.1- ΕΝΑ).
Γνωρίζετε ήδη τον ορισμό του "μέταλλου".

Από αυτόν τον ορισμό είναι σαφές ότι το κύριο χαρακτηριστικό που μας επιτρέπει να διαιρέσουμε απλές ουσίες σε μέταλλα και αμέταλλα είναι ο τύπος του χημικού δεσμού.

Τα περισσότερα αμέταλλα έχουν ομοιοπολικούς δεσμούς. Υπάρχουν όμως και ευγενή αέρια (απλές ουσίες στοιχείων της ομάδας VIIIA), τα άτομα των οποίων στη στερεή και υγρή κατάσταση συνδέονται μόνο με διαμοριακούς δεσμούς. Εξ ου και ο ορισμός.

Σύμφωνα με τις χημικές τους ιδιότητες, τα μέταλλα χωρίζονται σε μια ομάδα των λεγόμενων αμφοτερικά μέταλλα.Αυτό το όνομα αντικατοπτρίζει την ικανότητα αυτών των μετάλλων να αντιδρούν τόσο με οξέα όσο και με αλκάλια (ως αμφοτερικά οξείδια ή υδροξείδια) (Εικ. 13.1- σι).
Επιπλέον, λόγω της χημικής αδράνειας μεταξύ των μετάλλων υπάρχουν ευγενή μέταλλα.Αυτά περιλαμβάνουν χρυσό, ρουθήνιο, ρόδιο, παλλάδιο, όσμιο, ιρίδιο και πλατίνα. Σύμφωνα με την παράδοση, ο ελαφρώς πιο δραστικός άργυρος ταξινομείται επίσης ως ευγενή μέταλλα, αλλά δεν περιλαμβάνονται αδρανή μέταλλα όπως το ταντάλιο, το νιόβιο και μερικά άλλα. Υπάρχουν και άλλες ταξινομήσεις μετάλλων, για παράδειγμα, στη μεταλλουργία, όλα τα μέταλλα χωρίζονται σε μαύρο και χρωματιστό,αναφερόμενος στον σίδηρο σιδηρούχων μετάλλων και στα κράματά του.
Από σύνθετες ουσίες είναι το πιο σημαντικό, πρώτα απ' όλα, οξείδια(βλ. §2.5), αλλά επειδή η ταξινόμησή τους λαμβάνει υπόψη τις οξεοβασικές ιδιότητες αυτών των ενώσεων, υπενθυμίζουμε πρώτα τι οξέαΚαι λόγους.

Έτσι, διακρίνουμε τα οξέα και τις βάσεις από τη συνολική μάζα των ενώσεων χρησιμοποιώντας δύο χαρακτηριστικά: τη σύνθεση και τις χημικές ιδιότητες.
Σύμφωνα με τη σύνθεσή τους, τα οξέα χωρίζονται σε που περιέχει οξυγόνο (οξοξέα) Και χωρίς οξυγόνο(Εικ. 13.2).

Θα πρέπει να θυμόμαστε ότι τα οξέα που περιέχουν οξυγόνο, από τη δομή τους, είναι υδροξείδια.

Σημείωση. Παραδοσιακά, για τα οξέα χωρίς οξυγόνο, η λέξη "οξύ" χρησιμοποιείται σε περιπτώσεις όπου μιλάμε για διάλυμα της αντίστοιχης μεμονωμένης ουσίας, για παράδειγμα: η ουσία HCl ονομάζεται υδροχλώριο και το υδατικό της διάλυμα ονομάζεται υδροχλωρικό ή υδροχλωρικό οξύ.

Τώρα ας επιστρέψουμε στα οξείδια. Αντιστοιχίσαμε οξείδια στην ομάδα όξινοςή κύριοςαπό το πώς αντιδρούν με το νερό (ή από το αν είναι φτιαγμένα από οξέα ή βάσεις). Αλλά δεν αντιδρούν όλα τα οξείδια με το νερό, αλλά τα περισσότερα από αυτά αντιδρούν με οξέα ή αλκάλια, επομένως είναι καλύτερο να ταξινομήσουμε τα οξείδια σύμφωνα με αυτή την ιδιότητα.

Υπάρχουν αρκετά οξείδια που υπό κανονικές συνθήκες δεν αντιδρούν ούτε με οξέα ούτε με αλκάλια. Τέτοια οξείδια ονομάζονται που δεν σχηματίζει αλάτι. Αυτά είναι, για παράδειγμα, CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. Αντίθετα, τα υπόλοιπα οξείδια ονομάζονται σχηματισμός αλατιού(Εικ. 13.3).

Όπως γνωρίζετε, τα περισσότερα οξέα και βάσεις είναι υδροξείδια. Με βάση την ικανότητα των υδροξειδίων να αντιδρούν τόσο με οξέα όσο και με αλκάλια, αυτά (καθώς και μεταξύ των οξειδίων) χωρίζονται σε αμφοτερικά υδροξείδια(Εικ. 13.4).

Τώρα πρέπει απλώς να ορίσουμε άλατα. Ο όρος αλάτι χρησιμοποιείται εδώ και πολύ καιρό. Καθώς η επιστήμη αναπτύχθηκε, το νόημά της άλλαξε, επεκτάθηκε και διευκρινίστηκε επανειλημμένα. Σύμφωνα με τη σύγχρονη αντίληψη, το αλάτι είναι μια ιοντική ένωση, αλλά παραδοσιακά τα άλατα δεν περιλαμβάνουν ιοντικά οξείδια (όπως ονομάζονται βασικά οξείδια), ιοντικά υδροξείδια (βάσεις), καθώς και ιοντικά υδρίδια, καρβίδια, νιτρίδια κ.λπ. απλοποιημένος τρόπος, μπορούμε να πούμε, Τι

Ένας άλλος, πιο ακριβής ορισμός των αλάτων μπορεί να δοθεί.

Όταν δίνεται αυτός ο ορισμός, τα άλατα οξωνίου ταξινομούνται συνήθως και ως άλατα και ως οξέα.
Τα άλατα συνήθως χωρίζονται ανάλογα με τη σύνθεσή τους σε θυμώνω, μέση τιμήΚαι βασικός(Εικ. 13.5).

Δηλαδή, τα ανιόντα των αλάτων οξέος περιλαμβάνουν άτομα υδρογόνου συνδεδεμένα με ομοιοπολικούς δεσμούς με άλλα άτομα των ανιόντων και ικανά να αποκοπούν υπό τη δράση βάσεων.

Τα βασικά άλατα έχουν συνήθως πολύ σύνθετη σύνθεση και συχνά είναι αδιάλυτα στο νερό. Χαρακτηριστικό παράδειγμα βασικού άλατος είναι ο ορυκτός μαλαχίτης Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Όπως μπορείτε να δείτε, οι πιο σημαντικές κατηγορίες χημικών ουσιών διακρίνονται σύμφωνα με διαφορετικά κριτήρια ταξινόμησης. Αλλά ανεξάρτητα από το πώς διακρίνουμε μια κατηγορία ουσιών, όλες οι ουσίες αυτής της κατηγορίας έχουν κοινές χημικές ιδιότητες.

Σε αυτό το κεφάλαιο θα εξοικειωθείτε με τις πιο χαρακτηριστικές χημικές ιδιότητες των ουσιών που αντιπροσωπεύουν αυτές τις κατηγορίες και με τις πιο σημαντικές μεθόδους παρασκευής τους.

ΜΕΤΑΛΛΑ, ΜΗ ΜΕΤΑΛΛΑ, ΑΜΦΩΤΕΡΙΚΑ ΜΕΤΑΛΛΑ, ΟΞΕΑ, ΒΑΣΕΙΣ, ΟΞΕΑ ΟΞΟ, ΟΞΕΑ ΧΩΡΙΣ ΟΞΥΓΟΝΟ, ΒΑΣΙΚΑ ΟΞΕΙΔΙΑ, ΟΞΕΙΑ ΟΞΕΩΝ, ΑΜΦΩΤΕΡΙΚΑ ΟΞΕΙΔΙΑ, ΑΜΦΩΤΕΡΙΚΑ ΥΔΡΟΞΕΔΙΑ, ΑΛΑΤΑ, ΒΑΛΑΤΑ, ΑΛΑΤΑ,
1.Πού στο φυσικό σύστημα των στοιχείων βρίσκονται τα στοιχεία που σχηματίζουν μέταλλα και πού τα στοιχεία που σχηματίζουν τα αμέταλλα;
2.Γράψτε τους τύπους πέντε μετάλλων και πέντε αμετάλλων.
3. Να σχηματίσετε τους συντακτικούς τύπους των ακόλουθων ενώσεων:
(H3O)Cl, (H3O) 2SO4, HCl, H2S, H2SO4, H3PO4, H2CO3, Ba(OH) 2, RbOH.
4. Ποια οξείδια αντιστοιχούν στα ακόλουθα υδροξείδια:
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH;
Ποια είναι η φύση (όξινη ή βασική) καθενός από αυτά τα οξείδια;
5. Βρείτε άλατα ανάμεσα στις παρακάτω ουσίες. Δημιουργήστε τους δομικούς τύπους τους.
KNO 2, Al 2 O 3, Al 2 S 3, HCN, CS 2, H 2 S, K 2, SiCl 4, CaSO 4, AlPO 4
6. Δημιουργήστε τους συντακτικούς τύπους των ακόλουθων αλάτων οξέος:
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca(H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.

13.2. μέταλλα

Στους μεταλλικούς κρυστάλλους και τα τήγματα τους, οι ατομικοί πυρήνες συνδέονται με ένα μόνο ηλεκτρονιακό νέφος μεταλλικών δεσμών. Όπως ένα μεμονωμένο άτομο του στοιχείου που σχηματίζει ένα μέταλλο, ένας μεταλλικός κρύσταλλος έχει την ικανότητα να δίνει ηλεκτρόνια. Η τάση ενός μετάλλου να εγκαταλείπει ηλεκτρόνια εξαρτάται από τη δομή του και, κυρίως, από το μέγεθος των ατόμων: όσο μεγαλύτεροι είναι οι ατομικοί πυρήνες (δηλαδή όσο μεγαλύτερες είναι οι ιοντικές ακτίνες), τόσο πιο εύκολα το μέταλλο δίνει ηλεκτρόνια.
Τα μέταλλα είναι απλές ουσίες, επομένως η κατάσταση οξείδωσης των ατόμων σε αυτά είναι 0. Όταν εισέρχονται σε αντιδράσεις, τα μέταλλα σχεδόν πάντα αλλάζουν την κατάσταση οξείδωσης των ατόμων τους. Τα άτομα μετάλλου, που δεν έχουν την τάση να δέχονται ηλεκτρόνια, μπορούν μόνο να τα δωρίσουν ή να τα μοιραστούν. Η ηλεκτραρνητικότητα αυτών των ατόμων είναι χαμηλή, επομένως, ακόμη και όταν σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς, τα άτομα μετάλλου αποκτούν θετική κατάσταση οξείδωσης. Κατά συνέπεια, όλα τα μέταλλα εμφανίζουν, στον έναν ή τον άλλο βαθμό, αποκαταστατικές ιδιότητες. Αντιδρούν:
1) Γ αμέταλλα(αλλά όχι όλοι και όχι με όλους):
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (όταν θερμαίνεται),
Fe + S = FeS (όταν θερμαίνεται).
Τα πιο ενεργά μέταλλα αντιδρούν εύκολα με αλογόνα και οξυγόνο και μόνο το λίθιο και το μαγνήσιο αντιδρούν με πολύ ισχυρά μόρια αζώτου.
Όταν αντιδρούν με το οξυγόνο, τα περισσότερα μέταλλα σχηματίζουν οξείδια και τα πιο δραστικά σχηματίζουν υπεροξείδια (Na 2 O 2, BaO 2) και άλλες πιο πολύπλοκες ενώσεις.
2) Γ οξείδιαλιγότερο ενεργά μέταλλα:
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (όταν θερμαίνεται),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (με προθέρμανση).
Η πιθανότητα να συμβούν αυτές οι αντιδράσεις καθορίζεται από τον γενικό κανόνα (οι αντιδράσεις οξειδοαναγωγής προχωρούν προς την κατεύθυνση του σχηματισμού ασθενέστερων οξειδωτικών και αναγωγικών παραγόντων) και εξαρτάται όχι μόνο από τη δραστηριότητα του μετάλλου (ένα πιο ενεργό μέταλλο, δηλαδή ένα μέταλλο που εγκαταλείπει ευκολότερα τα ηλεκτρόνια του, μειώνει ένα λιγότερο ενεργό), αλλά και στην ενέργεια του κρυσταλλικού πλέγματος οξειδίου (η αντίδραση προχωρά προς την κατεύθυνση του σχηματισμού ενός πιο «ισχυρού» οξειδίου).
3) Γ όξινα διαλύματα(§ 12.2):
Mg + 2H 3 O = Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O = Fe 2 + H 2 + 2H 2 O,
Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2, Fe + 2HCl p = FeCl 2p + H 2.
Σε αυτή την περίπτωση, η πιθανότητα αντίδρασης προσδιορίζεται εύκολα από μια σειρά τάσεων (η αντίδραση συμβαίνει εάν το μέταλλο στη σειρά τάσης βρίσκεται στα αριστερά του υδρογόνου).
4) Γ διαλύματα αλατιού(§ 12.2):

Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 + 2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p, Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p.
Ένας αριθμός τάσεων χρησιμοποιείται επίσης εδώ για να καθοριστεί εάν μπορεί να συμβεί μια αντίδραση.
5) Επιπλέον, τα πιο ενεργά μέταλλα (αλκάλια και αλκαλική γη) αντιδρούν με το νερό (§ 11.4):
2Na + 2H 2 O = 2Na + H 2 + 2OH, Ca + 2H 2 O = Ca 2 + H 2 + 2OH,
2Na + 2H 2 O = 2NaOH p + H 2, Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2p + H 2.
Στη δεύτερη αντίδραση, είναι δυνατός ο σχηματισμός ενός ιζήματος Ca(OH) 2.
Τα περισσότερα μέταλλα στη βιομηχανία παίρνω,μειώνοντας τα οξείδια τους:
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (σε υψηλή θερμοκρασία),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (σε υψηλή θερμοκρασία).
Το υδρογόνο χρησιμοποιείται συχνά για αυτό στο εργαστήριο:

Τα πιο ενεργά μέταλλα, τόσο στη βιομηχανία όσο και στο εργαστήριο, λαμβάνονται με ηλεκτρόλυση (§ 9.9).
Στο εργαστήριο, τα λιγότερο ενεργά μέταλλα μπορούν να αναχθούν από διαλύματα των αλάτων τους με πιο ενεργά μέταλλα (για περιορισμούς, βλ. § 12.2).

1. Γιατί τα μέταλλα δεν τείνουν να παρουσιάζουν οξειδωτικές ιδιότητες;
2.Τι καθορίζει πρωτίστως τη χημική δραστηριότητα των μετάλλων;
3. Πραγματοποιήστε μετασχηματισμούς
α) Li Li 2 O LiOH LiCl; β) NaCl Na Na 2 O 2;
γ) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; δ) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4. Επαναφέρετε τις αριστερές πλευρές των εξισώσεων:
α) ... = H 2 O + Cu;
β) ... = 3CO + 2Fe;
γ) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Χημικές ιδιότητες μετάλλων.

13.3. Αμέταλλα

Σε αντίθεση με τα μέταλλα, τα αμέταλλα διαφέρουν πολύ μεταξύ τους ως προς τις ιδιότητές τους - τόσο φυσικές όσο και χημικές, ακόμη και ως προς τον τύπο της δομής τους. Όμως, χωρίς να υπολογίζουμε τα ευγενή αέρια, σε όλα τα αμέταλλα ο δεσμός μεταξύ των ατόμων είναι ομοιοπολικός.
Τα άτομα που αποτελούν τα αμέταλλα έχουν την τάση να αποκτούν ηλεκτρόνια, αλλά όταν σχηματίζουν απλές ουσίες, δεν μπορούν να «ικανοποιήσουν» αυτή την τάση. Επομένως, τα αμέταλλα (σε έναν ή τον άλλο βαθμό) έχουν την τάση να προσθέτουν ηλεκτρόνια, δηλαδή μπορούν να εμφανίσουν οξειδωτικές ιδιότητες. Η οξειδωτική δράση των μη μετάλλων εξαρτάται, αφενός, από το μέγεθος των ατόμων (όσο μικρότερα είναι τα άτομα, τόσο πιο δραστική είναι η ουσία) και αφετέρου από την ισχύ των ομοιοπολικών δεσμών σε μια απλή ουσία (όσο ισχυρότερο είναι δεσμούς, τόσο λιγότερο δραστική είναι η ουσία). Όταν σχηματίζονται ιοντικές ενώσεις, τα άτομα μη μετάλλου προσθέτουν στην πραγματικότητα «επιπλέον» ηλεκτρόνια και όταν σχηματίζουν ενώσεις με ομοιοπολικούς δεσμούς, μετατοπίζουν μόνο κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων προς την κατεύθυνσή τους. Και στις δύο περιπτώσεις, η κατάσταση οξείδωσης μειώνεται.
Τα μη μέταλλα μπορούν να οξειδωθούν:
1) μέταλλα(ουσίες που είναι περισσότερο ή λιγότερο διατεθειμένες να δωρίσουν ηλεκτρόνια):
3F 2 + 2Al = 2AlF 3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (με προθέρμανση),
S + Fe = FeS (όταν θερμαίνεται),
2C + Ca = CaC 2 (όταν θερμαίνεται).
2) άλλα αμέταλλα(λιγότερο επιρρεπές στην αποδοχή ηλεκτρονίων):
2F 2 + C = CF 4 (όταν θερμαίνεται),
O 2 + S = SO 2 (με προθέρμανση),
S + H 2 = H 2 S (όταν θερμαίνεται),
3) πολλά συγκρότημα ουσίες:
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (όταν θερμαίνεται),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Εδώ, η πιθανότητα να συμβεί μια αντίδραση προσδιορίζεται κυρίως από την ισχύ των δεσμών στα αντιδραστήρια και τα προϊόντα αντίδρασης και μπορεί να προσδιοριστεί με υπολογισμό σολ.
Ο ισχυρότερος οξειδωτικός παράγοντας είναι το φθόριο. Το οξυγόνο και το χλώριο δεν είναι πολύ κατώτερα από αυτό (δώστε προσοχή στη θέση τους στο σύστημα των στοιχείων).
Σε πολύ μικρότερο βαθμό, το βόριο, ο γραφίτης (και το διαμάντι), το πυρίτιο και άλλες απλές ουσίες που σχηματίζονται από στοιχεία δίπλα στα όρια μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων εμφανίζουν οξειδωτικές ιδιότητες. Τα άτομα αυτών των στοιχείων είναι λιγότερο πιθανό να αποκτήσουν ηλεκτρόνια. Είναι αυτές οι ουσίες (ιδιαίτερα ο γραφίτης και το υδρογόνο) που μπορούν να εκτεθούν αποκαταστατικές ιδιότητες:
2C + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
Θα μελετήσετε τις υπόλοιπες χημικές ιδιότητες των μη μετάλλων στις επόμενες ενότητες καθώς εξοικειωθείτε με τη χημεία μεμονωμένων στοιχείων (όπως συνέβη με το οξυγόνο και το υδρογόνο). Εκεί θα μάθετε επίσης πώς να αποκτήσετε αυτές τις ουσίες.

1. Ποιες από τις παρακάτω ουσίες είναι αμέταλλα: Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra;
2. Δώστε παραδείγματα μη μετάλλων που υπό κανονικές συνθήκες είναι α) αέρια, β) υγρά, γ) στερεά.
3. Δώστε παραδείγματα α) μοριακών και β) μη μοριακών απλών ουσιών.
4. Δώστε τρία παραδείγματα χημικών αντιδράσεων στις οποίες α) το χλώριο και β) το υδρογόνο εμφανίζουν οξειδωτικές ιδιότητες.
5.Δώστε τρία παραδείγματα χημικών αντιδράσεων που δεν υπάρχουν στο κείμενο της παραγράφου, στις οποίες το υδρογόνο εμφανίζει αναγωγικές ιδιότητες.
6. Πραγματοποιήστε μετασχηματισμούς:
α) P 4 P 4 O 10 H 3 PO 4 ; β) H2NaHH2; γ) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Χημικές ιδιότητες αμέταλλων.

13.4. Βασικά οξείδια

Γνωρίζετε ήδη ότι όλα τα βασικά οξείδια είναι μη μοριακά στερεά με ιοντικούς δεσμούς.
Τα κύρια οξείδια περιλαμβάνουν:
α) οξείδια αλκαλικών και αλκαλικών γαιών,
β) οξείδια κάποιων άλλων στοιχείων που σχηματίζουν μέταλλα σε χαμηλότερες καταστάσεις οξείδωσης, για παράδειγμα: CrO, MnO, FeO, Ag 2 O κ.λπ.

Περιέχουν μεμονωμένα φορτισμένα, διπλά φορτισμένα (πολύ σπάνια τριπλά φορτισμένα κατιόντα) και ιόντα οξειδίου. Το πιο χαρακτηριστικό Χημικές ιδιότητεςτα βασικά οξείδια οφείλονται ακριβώς στην παρουσία σε αυτά διπλά φορτισμένων ιόντων οξειδίων (πολύ ισχυρά σωματίδια βάσης). Η χημική δραστηριότητα των βασικών οξειδίων εξαρτάται κυρίως από την αντοχή των ιοντικών δεσμών στους κρυστάλλους τους.
1) Όλα τα βασικά οξείδια αντιδρούν με διαλύματα ισχυρών οξέων (§ 12.5):
Li 2 O + 2H 3 O = 2Li + 3H 2 O, NiO + 2H 3 O = Ni 2 + 3H 2 O,
Li 2 O + 2HCl p = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p = NiSO 4p + H 2 O.
Στην πρώτη περίπτωση, εκτός από την αντίδραση με ιόντα οξωνίου, εμφανίζεται και αντίδραση με νερό, αλλά επειδή ο ρυθμός της είναι πολύ χαμηλότερος, μπορεί να παραμεληθεί, ειδικά επειδή τελικά εξακολουθούν να λαμβάνονται τα ίδια προϊόντα.
Η πιθανότητα αντίδρασης με διάλυμα ασθενούς οξέος καθορίζεται τόσο από την ισχύ του οξέος (όσο ισχυρότερο είναι το οξύ, τόσο πιο ενεργό είναι) όσο και από την ισχύ του δεσμού στο οξείδιο (όσο πιο αδύναμος είναι ο δεσμός, τόσο πιο ενεργός το οξείδιο).
2) Οξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών αντιδρούν με νερό (§ 11.4):
Li 2 O + H 2 O = 2Li + 2OH BaO + H 2 O = Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH p, BaO + H 2 O = Ba(OH) 2p.
3) Επιπλέον, τα βασικά οξείδια αντιδρούν με όξινα οξείδια:
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO 3 = FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3.
Ανάλογα με τη χημική δραστηριότητα αυτών και άλλων οξειδίων, αντιδράσεις μπορούν να συμβούν σε συνηθισμένες θερμοκρασίες ή όταν θερμαίνονται.
Ποιος ο λόγος για τέτοιες αντιδράσεις; Ας εξετάσουμε την αντίδραση του σχηματισμού BaCO 3 από BaO και CO 2. Η αντίδραση προχωρά αυθόρμητα και η εντροπία σε αυτή την αντίδραση μειώνεται (από δύο ουσίες, στερεά και αέρια, σχηματίζεται μια κρυσταλλική ουσία), επομένως, η αντίδραση είναι εξώθερμη. Στις εξώθερμες αντιδράσεις, η ενέργεια των δεσμών που σχηματίζονται είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια των δεσμών που διασπώνται· επομένως, η ενέργεια των δεσμών στο BaCO 3 είναι μεγαλύτερη από ό,τι στο αρχικό BaO και CO 2. Υπάρχουν δύο τύποι χημικών δεσμών τόσο στις πρώτες ύλες όσο και στα προϊόντα της αντίδρασης: ιοντικοί και ομοιοπολικοί. Η ενέργεια ιοντικού δεσμού (ενέργεια πλέγματος) στο BaO είναι ελαφρώς μεγαλύτερη από ό,τι στο BaCO 3 (το μέγεθος του ανθρακικού ιόντος είναι μεγαλύτερο από το ιόν του οξειδίου), επομένως, η ενέργεια του συστήματος O 2 + CO 2 είναι μεγαλύτερη από την ενέργεια του CO 3 2.

+ Q

Με άλλα λόγια, το ιόν CO 3 2 είναι πιο σταθερό από το μόριο ιόντος O 2 και CO 2 που λαμβάνονται χωριστά. Και η μεγαλύτερη σταθερότητα του ανθρακικού ιόντος (η χαμηλότερη εσωτερική του ενέργεια) σχετίζεται με την κατανομή φορτίου αυτού του ιόντος (– 2 μι) με τρία άτομα οξυγόνου του ανθρακικού ιόντος αντί για ένα στο ιόν οξειδίου (βλ. επίσης § 13.11).
4) Πολλά βασικά οξείδια μπορούν να αναχθούν στο μέταλλο με ένα πιο ενεργό μέταλλο ή μη μέταλλο αναγωγικό παράγοντα:
MnO + Ca = Mn + CaO (όταν θερμαίνεται),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (όταν θερμαίνεται).
Η πιθανότητα εμφάνισης τέτοιων αντιδράσεων εξαρτάται όχι μόνο από τη δραστηριότητα του αναγωγικού παράγοντα, αλλά και από την αντοχή των δεσμών στο αρχικό και το προκύπτον οξείδιο.
Γενικός μέθοδος λήψηςΣχεδόν όλα τα βασικά οξείδια περιλαμβάνουν οξείδωση του αντίστοιχου μετάλλου με οξυγόνο. Με αυτόν τον τρόπο, οξείδια του νατρίου, του καλίου και ορισμένων άλλων πολύ ενεργών μετάλλων (υπό αυτές τις συνθήκες σχηματίζουν υπεροξείδια και πιο σύνθετες ενώσεις), καθώς και ο χρυσός, ο άργυρος, η πλατίνα και άλλα μέταλλα πολύ χαμηλής δράσης (αυτά τα μέταλλα δεν αντιδρούν με οξυγόνο) δεν μπορεί να ληφθεί. Τα βασικά οξείδια μπορούν να ληφθούν με θερμική αποσύνθεση των αντίστοιχων υδροξειδίων, καθώς και ορισμένων αλάτων (για παράδειγμα, ανθρακικά). Έτσι, το οξείδιο του μαγνησίου μπορεί να ληφθεί και με τους τρεις τρόπους:
2Mg + O 2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O,
MgCO 3 = MgO + CO 2.

1. Να σχηματίσετε εξισώσεις αντίδρασης:
α) Li 2 O + CO 2 β) Na 2 O + N 2 O 5 γ) CaO + SO 3
δ) Ag 2 O + HNO 3 ε) MnO + HCl στ) MgO + H 2 SO 4
2. Να σχηματίσετε εξισώσεις για τις αντιδράσεις που συμβαίνουν κατά τους ακόλουθους μετασχηματισμούς:
α) Mg MgO MgSO 4 β) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
γ) CoO Co CoCl 2 δ) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Ένα μέρος νικελίου βάρους 8,85 g φρύχθηκε σε ρεύμα οξυγόνου για να ληφθεί οξείδιο του νικελίου (II), στη συνέχεια υποβλήθηκε σε επεξεργασία με περίσσεια υδροχλωρικού οξέος. Ένα διάλυμα θειούχου νατρίου προστέθηκε στο προκύπτον διάλυμα μέχρις ότου η καθίζηση σταμάτησε. Προσδιορίστε τη μάζα αυτού του ιζήματος.
Χημικές ιδιότητες βασικών οξειδίων.

13.5. Όξινα οξείδια

Όλα τα οξείδια οξέος είναι ουσίες με ομοιοπολικό δεσμό.
Τα οξείδια οξέος περιλαμβάνουν:
α) οξείδια στοιχείων που σχηματίζουν αμέταλλα,
β) ορισμένα οξείδια στοιχείων που σχηματίζουν μέταλλα, εάν τα μέταλλα σε αυτά τα οξείδια βρίσκονται σε υψηλότερες καταστάσεις οξείδωσης, για παράδειγμα, CrO 3, Mn 2 O 7.
Μεταξύ των οξειδίων του οξέος υπάρχουν ουσίες που είναι αέρια σε θερμοκρασία δωματίου (για παράδειγμα: CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), υγρά (για παράδειγμα, Mn 2 O 7) και στερεά (για παράδειγμα: B 2 O 3, SiO 2, N 2 O 5, P 4 O 6, P 4 O 10, SO 3, I 2 O 5, CrO 3). Τα περισσότερα οξείδια οξέος είναι μοριακές ουσίες (εξαιρέσεις είναι τα B 2 O 3, SiO 2, στερεό SO 3, CrO 3 και μερικά άλλα· υπάρχουν επίσης μη μοριακές τροποποιήσεις του P 2 O 5). Αλλά τα μη μοριακά οξείδια οξέων γίνονται επίσης μοριακά κατά τη μετάβαση σε μια αέρια κατάσταση.
Τα ακόλουθα είναι χαρακτηριστικά των οξειδίων οξέος: Χημικές ιδιότητες.
1) Όλα τα όξινα οξείδια αντιδρούν με ισχυρές βάσεις όπως με τα στερεά:
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (όταν θερμαίνεται),
και με αλκαλικά διαλύματα (§ 12.8):
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH р = Na 2 SO 4р + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH р = 2KNO 3р + H 2 O.
Ο λόγος για τις αντιδράσεις με στερεά υδροξείδια είναι ο ίδιος όπως και με τα οξείδια (βλ. § 13.4).
Τα πιο ενεργά όξινα οξείδια (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) μπορούν επίσης να αντιδράσουν με αδιάλυτες (ασθενείς) βάσεις.
2) Τα όξινα οξείδια αντιδρούν με βασικά οξείδια (§ 13.4):
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (όταν θερμαίνεται)
3) Πολλά όξινα οξείδια αντιδρούν με το νερό (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (πιο σωστή γραφή του τύπου του θειικού οξέος -SO 2. H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
Πολλά οξείδια οξέος μπορούν να είναι έλαβεμε οξείδωση με οξυγόνο (καύση σε οξυγόνο ή στον αέρα) των αντίστοιχων απλών ουσιών (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, αλλά όχι N 2 και όχι αλογόνα):
C + O 2 = CO 2,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
ή κατά την αποσύνθεση των αντίστοιχων οξέων:
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (με ισχυρή θέρμανση),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (όταν στεγνώνει στον αέρα),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (σε θερμοκρασία δωματίου σε διάλυμα),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (σε θερμοκρασία δωματίου σε διάλυμα).
Η αστάθεια των ανθρακικών και θειούχων οξέων καθιστά δυνατή τη λήψη CO 2 και SO 2 με τη δράση ισχυρών οξέων στα ανθρακικά Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(η αντίδραση γίνεται τόσο σε διάλυμα όσο και με στερεό Na 2 CO 3), και θειώδη
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (αν υπάρχει πολύ νερό, το διοξείδιο του θείου δεν απελευθερώνεται ως αέριο).

Στα οξείδια μη μετάλλων, ο δεσμός μεταξύ των ατόμων είναι πολικός ομοιοπολικός. Μεταξύ των οξειδίων της μοριακής δομής υπάρχουν τα αέρια CO 2, SO 2, N 2 O, CO, NO κ.λπ., υγρό (πτητικό) SO 3, N 2 O 3, στερεό (πτητικό) P 2 O 5, N 2 O 5, SeO 2. Το στερεό, πολύ πυρίμαχο οξείδιο SiO 2 είναι μια ουσία με ατομικό κρυσταλλικό πλέγμα.

Τα μη μεταλλικά οξείδια χωρίζονται σε δύο ομάδες: τα μη αλατοποιήσιμα και τα άλατα. Τα οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα περιλαμβάνουν SiO, N2O, NO, NO2, CO. Όλα τα άλλα μη μεταλλικά οξείδια είναι άλατα και όξινα. Όταν διαλύονται στο νερό, σχηματίζονται ένυδρα οξείδια - υδροξείδια, τα οποία είναι οξέα στη φύση. Τα οξέα και τα οξείδια των οξέων, ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων, σχηματίζουν άλατα στα οποία το αμέταλλο διατηρεί την οξειδωτική του κατάσταση.

Για παράδειγμα:

Το οξείδιο του οξέος SiO 2 είναι αδιάλυτο στο νερό, αλλά έχει επίσης ένα αντίστοιχο ένυδρο με τη μορφή οξέος H 2 SiO 3 και άλατος:

Τα οξείδια και τα αντίστοιχα υδροξείδια - οξέα στα οποία το αμέταλλο εμφανίζει κατάσταση οξείδωσης ίση με τον αριθμό της ομάδας, δηλαδή την υψηλότερη τιμή του, ονομάζονται υψηλότερα. Λαμβάνοντας υπόψη τον Περιοδικό Νόμο, έχουμε ήδη χαρακτηρίσει τη σύνθεση και τις ιδιότητές τους, για παράδειγμα:

Εντός μιας κύριας υποομάδας, για παράδειγμα της ομάδας VI, λειτουργεί το ακόλουθο μοτίβο αλλαγών στις ιδιότητες των ανώτερων οξειδίων και υδροξειδίων.

Εάν ένα αμέταλλο σχηματίζει δύο ή περισσότερα όξινα οξείδια, και επομένως αντίστοιχα οξέα που περιέχουν οξυγόνο, τότε οι όξινες ιδιότητές τους αυξάνονται με την αύξηση της κατάστασης οξείδωσης του αμέταλλου.

!!! Τα οξείδια αυτής της σύνθεσης είναι άγνωστα. Το HClO 2, ακόμη και σε υδατικό διάλυμα, αποσυντίθεται γρήγορα.

Τα οξείδια και τα οξέα, στα οποία το αμέταλλο έχει την υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης, μπορούν να επιδείξουν μόνο οξειδωτικές ιδιότητες.

Τα χαρακτηριστικά των ισχυρότερων οξειδωτικών παραγόντων νιτρικό οξύ HNO 3 και πυκνού θειικού οξέος H 2 SO 4 εκδηλώνονται σε αντιδράσεις με μέταλλα, αμέταλλα και οργανικές ουσίες. Θα εξετάσουμε αυτές τις ιδιότητες στην § 20.

Τα οξείδια και τα οξέα, όπου το αμέταλλο έχει μια ενδιάμεση κατάσταση οξείδωσης, μπορούν να εμφανίσουν τόσο οξειδωτικές όσο και αναγωγικές ιδιότητες.