Hemijska svojstva vode

Interakcija vode sa metalima.

Ako se strugotine kalcijuma stave u cilindar s vodom, mjehurići plina će se početi odvajati od površine kalcija, baš kao i sa površine cinka smještenog u otopini sumporne kiseline. Kada donesemo upaljenu iver do rupe u cilindru, uočićemo bljeskove. Ovo je sagorevanje vodonika. Voda u cilindru postaje mutna. Bijele suspendirane čestice koje se pojavljuju u cilindru su kalcijum hidroksid Ca(OH)2. Reakcija koja je u toku izražena je jednadžbom:

Ca + 2H 2 0 = 2Ca (OH) 2 + H 2

Tokom ove reakcije, iz molekula vode H 2 O, koji se može predstaviti kao H-OH (grupa - OH - hidrokso grupa), -OH se pretvara u kalcijum hidroksid. Budući da je atom kalcija dvovalentan, on istiskuje dva atoma vodika iz dva molekula vode, a preostale dvije -OH grupe se spajaju s atomom kalcija.

Reakcija natrijuma s vodom teče još snažnije. Stavite komadić natrijuma u čašu vode. Natrijum ispliva na njegovu površinu, topi se, pretvarajući se u sjajnu kapljicu. Brzo se kreće duž površine vode, šištajući i smanjujući se u veličini. Nakon isparavanja otopine, naći ćemo bijelu čvrstu tvar - natrijum hidroksid NaOH

2Na + 2NN = 2NaOH + H2

Natrijum i kalcij su među hemijski najaktivnijima.

Interakcija vode sa oksidima nemetala .

Zapalimo crveni fosfor u tegli na kašiku. Dodajte malo vode i pričekajte da se dobijeni fosfor oksid (V) P 2 0 5 otopi. U otopinu dodajte nekoliko kapi ljubičastog lakmusa. Lakmus će postati crven. To znači da rastvor sadrži kiselinu.Fosforov oksid (V) se spaja sa vodom i dobija se fosforna kiselina H 3 P0 4:

R 2 0 5 + ZN 2 0 = 2N 3 R0 4

Zapalimo sumpor u tegli sa malo vode i ispitamo dobijeni rastvor sa rastvorom lakmusa. Također će postati crvena. Sumporov oksid (IV) S0 2, nastao sagorevanjem sumpora, u kombinaciji sa vodom, dobija se sumporna kiselina:

S0 2 + H 2 0 = H 2 S0 2

Sumporov oksid (VI), u interakciji s vodom, formira sumpornu kiselinu H 2 S0 4:

SO 2+ H 2 O = H 2 S0 4

Dušik može formirati oksid N205, koji reaguje s vodom i stvara dušičnu kiselinu:

N 2 0 5 + N 2 0 = 2HN0 3

Jedinjenja oksida nemetala sa vodom klasifikuju se kao kiseline.

Interakcija vode sa metalnim oksidima.

Razmotrimo sada odnos metalnih oksida i vode. Sipajte bakreni oksid CuO, željezni oksid Fe203, cink oksid ZnO i kalcijev oksid CaO u čaše i dodajte malo vode u svaku. Oksidi bakra, gvožđa i cinka se ne otapaju u vodi i ne spajaju se sa njom. Kalcijum oksid, ili živo vapno, ponaša se drugačije.

Prilikom prelivanja vode preko komada živog vapna uočava se tako jako zagrevanje da se deo vode pretvara u paru, a komadići živog vapna, mrvljujući se, pretvaraju u suvi, rastresiti prah - gašeno vapno, ili kalcijum hidroksidCa(OH) 2:

CaO + H 2 0 = Ca(OH) 2

Kao i kalcijev oksid, natrijum i kalijum oksid se kombinuju sa vodom:

Na 2 0 + H 2 0 = 2NaOH

K 2 0+N 2 0 = 2KON

Ove reakcije proizvode natrijum hidroksid NaOH i kalijum hidroksid KOH.

Tako neki metalni oksidi ne reaguju sa vodom (većina njih), dok se drugi (kalijev oksid, natrijev oksid, kalcijum oksid, barijum oksid itd.) spajaju s njom stvarajući hidrokside, koji se klasifikuju kao baze.

(Razred neorganske hemije 7-8 autor Yu. V. Khodakov i drugi)

Možete kupiti video lekciju (snimljeni webinar, 1,5 sat) i teorijski komplet na temu “Oksidi: priprema i hemijska svojstva”. Cijena materijala je 500 rubalja. Plaćanje putem sistema Yandex.Money (Visa, Mastercard, MIR, Maestro) putem linka. Pažnja! Nakon uplate, morate poslati poruku sa oznakom “Oxides” u kojoj ćete navesti adresu e-pošte na koju možete poslati link za preuzimanje i gledanje webinara. U roku od 24 sata nakon uplate narudžbe i prijema poruke, materijali za webinar će biti poslani na vaš e-mail. Poruka se može poslati na jedan od sljedećih načina: putem SMS-a, Vibera ili WhatsApp-a na +7-977-834-56-28; putem emaila: [email protected] Bez poruke nećemo moći identificirati plaćanje i poslati vam materijale.

Hemijska svojstva kiselinskih oksida

1. Kiseli oksidi reaguju sa bazičnim oksidima i bazama i formiraju soli.

U ovom slučaju važi pravilo - barem jedan od oksida mora odgovarati jakom hidroksidu (kiselini ili lužini).

Kiseli oksidi jakih i topljivih kiselina stupaju u interakciju s bilo kojim bazičnim oksidima i bazama:

SO 3 + CuO = CuSO 4

SO 3 + Cu(OH) 2 = CuSO 4 + H 2 O

SO 3 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4

Kiseli oksidi nerastvorljivih u vodi i nestabilnih ili hlapljivih kiselina reaguju samo sa jakim bazama (alkalijama) i njihovim oksidima. U ovom slučaju moguće je stvaranje kiselih i baznih soli, ovisno o omjeru i sastavu reagensa.

Na primjer , natrijum oksid interaguje sa ugljičnim monoksidom (IV), a bakrov oksid (II), koji odgovara nerastvornoj bazi Cu(OH) 2, praktički ne reaguje sa ugljen monoksidom (IV):

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

CuO + CO 2 ≠

2. Kiseli oksidi reaguju sa vodom i formiraju kiseline.

Izuzetak — silicijum oksid, koji odgovara netopivoj silicijumskoj kiselini. Oksidi, koji odgovaraju nestabilnim kiselinama, obično reaguju s vodom reverzibilno iu vrlo maloj mjeri.

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

3. Kiseli oksidi reaguju sa amfoternim oksidima i hidroksidima i formiraju so ili so i vodu.

Imajte na umu da u pravilu samo oksidi jakih ili umjerenih kiselina reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima!

Na primjer , anhidrid sumporne kiseline (sumporni oksid (VI)) reaguje sa aluminijum oksidom i aluminijum hidroksidom da nastane so - aluminijum sulfat:

3SO 3 + Al 2 O 3 = Al 2 (SO 4) 3

3SO 3 + 2Al(OH) 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Ali ugljični monoksid (IV), koji odgovara slaboj ugljičnoj kiselini, više ne reagira s aluminijevim oksidom i aluminijevim hidroksidom:

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

CO 2 + Al(OH) 3 ≠

4. Kiseli oksidi stupaju u interakciju sa solima hlapljivih kiselina.

Primjenjuje se sljedeće pravilo: u talini, manje hlapljive kiseline i njihovi oksidi istiskuju više hlapljivih kiselina i njihovih oksida iz njihovih soli.

Na primjer , čvrsti silicijum oksid SiO 2 će istisnuti isparljiviji ugljen dioksid iz kalcijum karbonata kada se stapa:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

5. Kiseli oksidi su sposobni da ispoljavaju oksidaciona svojstva.

obično, oksidi elemenata u najviši stepen oksidacija - tipična (SO 3, N 2 O 5, CrO 3 itd.). Neki elementi sa srednjim oksidacionim stanjem (NO 2, itd.) takođe pokazuju jaka oksidaciona svojstva.

6. Restorativna svojstva.

Redukciona svojstva, po pravilu, pokazuju oksidi elemenata u srednjim oksidacionim stanjima(CO, NO, SO 2, itd.). U tom slučaju, oni se oksidiraju do najvišeg ili najbližeg stabilnog oksidacijskog stanja.

Na primjer , sumporov oksid (IV) se oksidira kiseonikom u sumporov oksid (VI):

2SO2 + O2 = 2SO3

Savremena hemijska nauka predstavlja mnogo različitih grana, a svaka od njih, pored svoje teorijske osnove, ima veliki primenjeni i praktični značaj. Šta god da dodirnete, sve oko vas je hemijski proizvod. Glavne sekcije su neorganska i organska hemija. Hajde da razmotrimo koje su glavne klase supstanci klasifikovane kao neorganske i koja svojstva imaju.

Glavne kategorije neorganskih jedinjenja

To uključuje sljedeće:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Grounds.
4. Kiseline.

Svaka od klasa je predstavljena širokim spektrom spojeva neorganske prirode i važna je u gotovo svakoj strukturi ljudske ekonomske i industrijske aktivnosti. Sva glavna svojstva karakteristična za ova jedinjenja, njihovu pojavu u prirodi i njihovu proizvodnju izučavaju se u školskom kursu hemije bez greške, od 8. do 11. razreda.

Postoji opšta tabela oksida, soli, baza, kiselina, koja predstavlja primere svake supstance i njihovog agregacionog stanja i pojave u prirodi. Prikazane su i interakcije koje opisuju hemijska svojstva. Međutim, razmotrit ćemo svaku od klasa posebno i detaljnije.

Grupa spojeva - oksidi

4. Reakcije usljed kojih elementi mijenjaju CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagens voda: stvaranje kiselina (izuzetak SiO 2)

CO + voda = kiselina

2. Reakcije sa bazama:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reakcije sa bazičnim oksidima: stvaranje soli

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Pokazuju dvostruka svojstva, međusobno djeluju po principu acido-bazne metode (sa kiselinama, alkalijama, bazičnim oksidima, kiseli oksidi). Ne stupaju u interakciju sa vodom.

1. Sa kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina = so + H 2 O

2. Sa bazama (alkalijama): formiranje hidrokso kompleksa

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije sa kiselim oksidima: dobijanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije sa OO: stvaranje soli, fuzija

MnO + Rb 2 O = dvostruka sol Rb 2 MnO 2

5. Reakcije fuzije sa alkalijama i karbonatima alkalnih metala: stvaranje soli

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Ne stvaraju ni kiseline ni alkalije. Pokažite usko specifična svojstva.

Svaki viši oksid, formiran od metala ili nemetala, kada se otopi u vodi, daje jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i neorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na osnovu pozicija ED - elektrolitičke disocijacije - kiseline su jedinjenja, u vodena sredina disocijacija na katione H + i anjone kiselinskih ostataka An -. Međutim, danas su kiseline također opširno proučavane u bezvodnim uvjetima, tako da postoji mnogo različitih teorija za hidrokside.

Empirijske formule oksida, baza, kiselina, soli sastoje se samo od simbola, elemenata i indeksa koji ukazuju na njihovu količinu u tvari. Na primjer, neorganske kiseline se izražavaju formulom H + kiselinski ostatak n-. Organska materija imaju drugačije teorijsko mapiranje. Osim empirijskog, možete zapisati i potpuno i skraćeno strukturnu formulu, koji će odražavati ne samo sastav i količinu molekula, već i redoslijed rasporeda atoma, njihovu međusobnu povezanost i glavnu funkcionalnu grupu za karboksilne kiseline -COOH.

U anorganskim tvarima sve kiseline se dijele u dvije grupe:

• bez kiseonika - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadrže kiseonik (oksokiseline) - HClO 3 i sve gde ima kiseonika.

Anorganske kiseline se također klasificiraju prema stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporne, hlorovodonične, azotne, perhlorne i druge, kao i slabe: sumporovodične, hipohlorne i druge.

Organska hemija ne nudi istu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode klasifikuju se kao karboksilne kiseline. Njihova opšta karakteristika- prisustvo funkcionalne grupe -COOH. Na primjer, HCOOH (mravlji), CH 3 COOH (sirćetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) i drugi.

Postoji niz kiselina koje se posebno pažljivo naglašavaju kada se ova tema razmatra u školskom kursu hemije.

1. Solyanaya.
2. Nitrogen.
3. Orthophosphoric.
4. Bromovodična.
5. Ugalj.
6. Vodonik jodid.
7. Sumporna.
8. Sirćet ili etan.
9. Butan ili ulje.
10. Benzoin.

Ovih 10 kiselina u hemiji su osnovne supstance odgovarajuće klase kako u školskom kursu tako i uopšte u industriji i sintezi.

Svojstva neorganskih kiselina

Glavna fizička svojstva uključuju, prije svega, različito stanje agregacije. Na kraju krajeva, postoji niz kiselina koje u normalnim uslovima imaju oblik kristala ili praha (borne, ortofosforne). Velika većina poznatih anorganskih kiselina su različite tekućine. Tačke ključanja i topljenja također variraju.

Kiseline mogu izazvati teške opekotine, jer imaju moć da unište organsko tkivo i kožu. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

• metilnarandžasta (u normalnom okruženju - narandžasta, u kiselinama - crvena),
• lakmus (u neutralnom - ljubičasta, u kiselinama - crvena) ili neki drugi.

Za najvažnije hemijska svojstva Ovo uključuje sposobnost interakcije sa jednostavnim i složenim supstancama.

Hemijska svojstva neorganskih kiselina

Sa čime su u interakciji?	Primjer reakcije
1. Sa jednostavnim supstancama - metalima. Obavezni uslov: metal mora biti u EHRNM prije vodonika, jer metali koji stoje poslije vodonika nisu u stanju da ga istisnu iz sastava kiselina. Reakcija uvijek proizvodi vodonik i sol.
2. S razlozima. Rezultat reakcije su sol i voda. Takve reakcije jakih kiselina sa alkalijama nazivaju se reakcijama neutralizacije.	Bilo koja kiselina (jaka) + rastvorljiva baza = so i voda
3. Sa amfoternim hidroksidima. Zaključak: sol i voda.	2HNO 2 + berilijum hidroksid = Be(NO 2) 2 (srednja so) + 2H 2 O
4. Sa osnovnim oksidima. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = željezo (II) hlorid + H 2 O
5. Sa amfoternim oksidima. Konačni efekat: sol i voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Sa solima koje nastaju slabijim kiselinama. Konačni efekat: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijum bromid + H 2 O + CO 2

Kada su u interakciji s metalima, ne reagiraju sve kiseline jednako. Hemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje ovakvih reakcija, međutim, i na ovom nivou se razmatraju specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline u interakciji s metalima.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne i nerastvorljive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase tvari imaju zajedničko hemijske prirode, objašnjava strukturom kristalne rešetke, kao i međusobnim uticajem atoma u molekulima. Međutim, ako je bilo moguće dati vrlo specifičnu definiciju za okside, onda je to teže učiniti za kiseline i baze.

Baš kao i kiseline, baze su, prema teoriji ED, tvari koje se u vodenoj otopini mogu razgraditi na metalne katjone Me n + i anjone hidroksilnih grupa OH - .

• Rastvorljive ili alkalije (jake baze koje se mijenjaju Formirane od metala grupa I i II. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (tj. uzimaju se u obzir elementi samo glavnih podgrupa);
• Slabo rastvorljiv ili nerastvorljiv ( srednje snage, koji ne mijenjaju boju indikatora). Primer: magnezijum hidroksid, gvožđe (II), (III) i drugi.
• Molekularne (slabe baze, u vodenom okruženju reverzibilno se disociraju u molekule jona). Primjer: N 2 H 4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (prikaži dvostruko bazični kiselinska svojstva). Primjer: berilij, cink i tako dalje.

Svaka predstavljena grupa se izučava u školskom kursu hemije u odeljku „Osnove“. Hemija u razredima 8-9 uključuje detaljno proučavanje alkalija i slabo rastvorljivih jedinjenja.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve alkalije i slabo rastvorljiva jedinjenja nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istovremeno, njihove temperature topljenja su obično niske, a slabo topljivi hidroksidi se raspadaju kada se zagrijavaju. Boja baza je drugačija. Ako alkalije bijela, tada kristali slabo topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Rastvorljivost većine jedinjenja ove klase može se naći u tabeli koja prikazuje formule oksida, baza, kiselina, soli i prikazuje njihovu rastvorljivost.

Alkalije mogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - grimizna, metilnarandžasta - žuta. To se osigurava slobodnim prisustvom hidrokso grupa u otopini. Zato slabo rastvorljive baze ne daju takvu reakciju.

Hemijska svojstva svake grupe baza su različita.

Hemijska svojstva
Alkalije	Slabo rastvorljive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s CO (rezultat - sol i voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija sa kiselinama (sol i voda): obične reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. Oni stupaju u interakciju sa AO kako bi formirali hidrokso kompleks soli i vode: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, ili Na 2 IV. Oni stupaju u interakciju s amfoternim hidroksidima i formiraju hidroksi kompleksne soli: Isto kao i sa AO, samo bez vode V. Reaguje sa rastvorljivim solima da nastane nerastvorljivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezo (III) hlorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reaguje sa cinkom i aluminijumom u vodenoj otopini da nastane soli i vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks sa hidroksid ionom 2Rb + 3H 2	I. Kada se zagreju, mogu se razgraditi: nerastvorljivi hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kiselinama (rezultat: sol i voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija s KO: Me +n (OH) n + KO = so + H 2 O	I. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reakcija sa alkalijama: rezultat - sol i voda (stanje: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O III. Reakcija s jakim hidroksidima: rezultat su soli ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Ovo su većina hemijskih svojstava koje pokazuju baze. Hemija baza je prilično jednostavna i prati opšte zakone svih neorganskih jedinjenja.

Klasa neorganskih soli. Klasifikacija, fizička svojstva

Na osnovu odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim jedinjenjima koja se u vodenom rastvoru disociraju na metalne katjone Me +n i anjone kiselih ostataka An n-. Ovako možete zamisliti soli. Hemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtačnija.

Štaviše, prema svojoj hemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kiseli (sadrže vodikov kation). Primjer: NaHSO 4.
• Basic (sadrži hidrokso grupu). Primjer: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Srednji (sastoje se samo od metalnog kationa i kiselinskog ostatka). Primjer: NaCL, CaSO 4.
• Dvostruko (uključuje dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidrokso kompleksi, akva kompleksi i dr.). Primjer: K 2.

Formule soli odražavaju njihovu kemijsku prirodu, a također ukazuju na kvalitativni i kvantitativni sastav molekula.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različita svojstva rastvorljivosti, što se može videti u odgovarajućoj tabeli.

Ako govorimo o stanju agregacije soli, onda moramo primijetiti njihovu ujednačenost. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Raspon boja je prilično raznolik. Otopine složenih soli u pravilu imaju svijetle, zasićene boje.

Hemijske interakcije za klasu srednjih soli

Imaju slična hemijska svojstva kao baze, kiseline i soli. Oksidi se, kao što smo već ispitali, po ovom faktoru donekle razlikuju od njih.

Ukupno se mogu razlikovati 4 glavne vrste interakcija za srednje soli.

I. Interakcija sa kiselinama (samo jakim sa stanovišta ED) sa stvaranjem druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije sa rastvorljivim hidroksidima koje proizvode soli i nerastvorljive baze:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rastvorljiva so + Cu(OH) 2 nerastvorljiva baza

III. Reakcija sa drugom rastvorljivom soli da nastane nerastvorljiva i rastvorljiva so:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima koji se nalaze u EHRNM lijevo od onog koji formira sol. U ovom slučaju, metal koji reaguje ne bi trebao stupiti u interakciju s vodom u normalnim uvjetima:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Ovo su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za srednje soli. Formule složenih, baznih, dvostrukih i kiselih soli same za sebe govore o specifičnosti prikazanih hemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju hemijsku suštinu svih predstavnika ovih klasa anorganskih jedinjenja, a osim toga daju ideju o nazivu supstance i njenom fizička svojstva. Stoga posebnu pažnju treba posvetiti njihovom pisanju. Općenito nevjerovatna kemijska nauka nudi nam ogroman izbor jedinjenja. Oksidi, baze, kiseline, soli - to je samo dio ogromne raznolikosti.

Kiseli oksidi

Kiseli oksidi (anhidridi)– oksidi koji pokazuju kisela svojstva i formiraju odgovarajuće kiseline koje sadrže kiseonik. Formiran od tipičnih nemetala i nekih prijelaznih elemenata. Elementi u kiselim oksidima obično pokazuju oksidaciona stanja u rasponu od IV do VII. Mogu da stupaju u interakciju sa nekim bazičnim i amfoternim oksidima, na primer: kalcijum oksid CaO, natrijum oksid Na 2 O, cink oksid ZnO ili aluminijum oksid Al 2 O 3 (amfoterni oksid).

Karakteristične reakcije

Kiseli oksidi može da reaguje sa:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4

2NaOH + CO 2 => Na 2 CO 3 + H 2 O

Fe 2 O 3 + 3CO 2 => Fe 2 (CO 3) 3

Kiseli oksidi može se dobiti iz odgovarajuće kiseline:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O

Primjeri

• Mangan(VII) oksid Mn 2 O 7 ;
• Dušikov oksid NO 2;
• Klor oksid Cl 2 O 5, Cl 2 O 3

vidi takođe

Wikimedia Foundation. 2010.

Pogledajte šta su "kiseli oksidi" u drugim rječnicima:

Metalni oksidi- To su jedinjenja metala sa kiseonikom. Mnogi od njih se mogu kombinirati s jednom ili više molekula vode da bi formirali hidrokside. Većina oksida je bazna jer se njihovi hidroksidi ponašaju kao baze. Međutim, neki ... ... Zvanična terminologija

Oksid (oksid, oksid) binarno jedinjenje hemijski element s kisikom u -2 oksidacijskom stanju, u kojem je sam kisik vezan samo za manje elektronegativni element. Hemijski element kiseonik je drugi po elektronegativnosti... ... Wikipedia

Skulptura oštećena kiselom kišom Kisela kiša sve vrste meteoroloških padavina: kiša, snijeg, grad, magla, susnježica, kod kojih dolazi do smanjenja pH padavina zbog zagađenja zraka kiselim oksidima (obično... Wikipedia

Geografska enciklopedija

oksidi- Kombinacija hemijskog elementa sa kiseonikom. Prema svojim hemijskim svojstvima, svi oksidi se dijele na soli koji stvaraju (na primjer, Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) i koji ne stvaraju soli (na primjer, CO, N2O, NO, H2O) . Oksidi koji stvaraju soli dijele se na ... ... Vodič za tehnički prevodilac

OXIDES- chem. spojevi elemenata s kisikom (zastarjeli nazivi oksidi); jedna od najvažnijih klasa hemije. supstance. Kiseonici najčešće nastaju direktnom oksidacijom jednostavnih i složenih supstanci. Npr. Oksidacija nastaje tokom oksidacije ugljovodonika....... Velika politehnička enciklopedija

- (kisele kiše), koje karakteriše visok sadržaj kiselina (uglavnom sumporne kiseline); pH vrijednost<4,5. Образуются при взаимодействии атмосферной влаги с транспортно промышленными выбросами (главным образом серы диоксид, а также азота … Moderna enciklopedija

Spojevi elemenata sa kiseonikom. U kiseoniku, oksidaciono stanje atoma kiseonika je Ch2. O. uključuje sve priključke. elementi s kisikom, osim onih koji sadrže atome O koji su međusobno povezani (peroksidi, superoksidi, ozonidi) i komp. fluor sa kiseonikom..... Hemijska enciklopedija

Kiša, snijeg ili susnježica koja je jako kisela. Kisele padavine nastaju prvenstveno ispuštanjem oksida sumpora i dušika u atmosferu izgaranjem fosilnih goriva (uglja, nafte i prirodnog plina). Rastvaranje u ... ... Collier's Encyclopedia

Oksidi- kombinacija hemijskog elementa sa kiseonikom. Prema svojim hemijskim svojstvima, svi oksidi se dijele na soli koji stvaraju (na primjer, Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) i koji ne stvaraju soli (na primjer, CO, N2O, NO, H2O) . Oksidi koji stvaraju soli ... ... Enciklopedijski rečnik metalurgije