Propriétés chimiques de l'eau

Interaction de l'eau avec les métaux.

Si des copeaux de calcium sont placés dans une bouteille d'eau, des bulles de gaz commenceront à se détacher de la surface du calcium, tout comme de la surface du zinc placé dans une solution d'acide sulfurique. Lorsque nous amenons un éclat allumé dans le trou du cylindre, nous observons des éclairs. C'est de l'hydrogène qui brûle. L'eau dans le cylindre devient trouble. Les particules blanches en suspension qui apparaissent dans le cylindre sont de l'hydroxyde de calcium Ca(OH)2. La réaction en cours est exprimée par l'équation :

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

Au cours de cette réaction, à partir d'une molécule d'eau H 2 O, qui peut être représentée par H-OH (groupe - OH - groupe hydroxo), -OH est converti en hydroxyde de calcium. Puisque l'atome de calcium est divalent, il déplace deux atomes d'hydrogène de deux molécules d'eau et les deux groupes -OH restants se combinent avec l'atome de calcium.

La réaction du sodium avec l'eau se déroule encore plus vigoureusement. Placez un morceau de sodium dans un verre d'eau. Le sodium flotte à la surface, fond et se transforme en une goutte brillante. Il se déplace rapidement à la surface de l’eau, émettant des sifflements et diminuant de taille. Après avoir évaporé la solution, nous trouverons une substance solide blanche - l'hydroxyde de sodium NaOH

2Na + 2НН = 2NaOH + H 2

Le sodium et le calcium sont parmi les plus actifs chimiquement.

Interaction de l'eau avec des oxydes non métalliques .

Brûlons du phosphore rouge dans un pot sur une cuillère. Ajoutons un peu d'eau et attendons que l'oxyde de phosphore (V) P 2 0 5 obtenu se dissolve. Ajoutez quelques gouttes de tournesol violet à la solution. Le tournesol deviendra rouge. Cela signifie que la solution contient un acide. L'oxyde de phosphore (V) se combine avec l'eau et l'acide phosphorique H 3 P0 4 est obtenu :

Р 2 0 5 + ЗН 2 0 = 2Н 3 Р0 4

Brûlons du soufre dans un bocal contenant de l'eau et examinons la solution obtenue avec une solution de tournesol. Il deviendra également rouge. L'oxyde de soufre (IV) S0 2, formé lors de la combustion du soufre, combiné à l'eau et à l'acide sulfureux, a été obtenu :

S0 2 + H 2 0 = H 2 S0 2

L'oxyde de soufre (VI), en interaction avec l'eau, forme de l'acide sulfurique H 2 S0 4 :

DONC 2+ H 2 O = H 2 S0 4

L'azote peut former de l'oxyde N205, qui réagit avec l'eau pour former de l'acide nitrique :

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

Les composés d'oxydes non métalliques avec l'eau sont classés comme acides.

Interaction de l'eau avec les oxydes métalliques.

Considérons maintenant la relation entre les oxydes métalliques et l'eau. Versez l'oxyde de cuivre CuO, l'oxyde de fer Fe203, l'oxyde de zinc ZnO et l'oxyde de calcium CaO dans des tasses et ajoutez un peu d'eau dans chacune. Les oxydes de cuivre, de fer et de zinc ne se dissolvent pas dans l'eau et ne s'y combinent pas. L'oxyde de calcium, ou chaux vive, se comporte différemment.

Lorsque l'on verse de l'eau sur des morceaux de chaux vive, on observe un échauffement si fort qu'une partie de l'eau se transforme en vapeur et que les morceaux de chaux vive, s'effritant, se transforment en poudre sèche et libre - chaux éteinte ou hydroxyde de calciumCa(OH) 2 :

CaO + H 2 0 = Ca(OH)2

Comme l'oxyde de calcium, les oxydes de sodium et de potassium se combinent à l'eau :

Na 2 0 + H 2 0 = 2NaOH

K 2 0+N 2 0 = 2KON

Ces réactions produisent de l'hydroxyde de sodium NaOH et de l'hydroxyde de potassium KOH.

Ainsi, certains oxydes métalliques ne réagissent pas avec l'eau (la majorité d'entre eux), tandis que d'autres (oxyde de potassium, oxyde de sodium, oxyde de calcium, oxyde de baryum, etc.) se combinent à elle pour former des hydroxydes, classés comme bases.

(Chimie inorganique, niveau 7-8 auteur Yu. V. Khodakov et autres)

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Propriétés chimiques des oxydes d'acide

1. Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques et les bases pour former des sels.

Dans ce cas, la règle s'applique - au moins un des oxydes doit correspondre à un hydroxyde fort (acide ou alcalin).

Les oxydes acides d'acides forts et solubles interagissent avec tous les oxydes et bases basiques :

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

Les oxydes acides d'acides insolubles dans l'eau et instables ou volatils réagissent uniquement avec des bases fortes (alcalis) et leurs oxydes. Dans ce cas, la formation de sels acides et basiques est possible, en fonction du rapport et de la composition des réactifs.

Par exemple , l'oxyde de sodium interagit avec le monoxyde de carbone (IV), et l'oxyde de cuivre (II), qui correspond à la base insoluble Cu(OH) 2, n'interagit pratiquement pas avec le monoxyde de carbone (IV) :

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

CuO + CO2 ≠

2. Les oxydes acides réagissent avec l'eau pour former des acides.

Exception — l'oxyde de silicium, qui correspond à l'acide silicique insoluble. Les oxydes, qui correspondent à des acides instables, réagissent généralement avec l'eau de manière réversible et dans une très faible mesure.

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

3. Les oxydes acides réagissent avec les oxydes et hydroxydes amphotères pour former du sel ou du sel et de l'eau.

Veuillez noter qu'en règle générale, seuls les oxydes d'acides forts ou modérés réagissent avec les oxydes et hydroxydes amphotères !

Par exemple , l'anhydride d'acide sulfurique (oxyde de soufre (VI)) réagit avec l'oxyde d'aluminium et l'hydroxyde d'aluminium pour former un sel - sulfate d'aluminium :

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

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

Mais le monoxyde de carbone (IV), qui correspond à l'acide carbonique faible, n'interagit plus avec l'oxyde d'aluminium et l'hydroxyde d'aluminium :

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

CO 2 + Al(OH) 3 ≠

4. Les oxydes acides interagissent avec les sels d'acides volatils.

La règle suivante s'applique : dans la masse fondue, les acides moins volatils et leurs oxydes déplacent les acides plus volatils et leurs oxydes de leurs sels.

Par exemple , l'oxyde de silicium solide SiO 2 déplacera le dioxyde de carbone le plus volatil du carbonate de calcium lorsqu'il sera fusionné :

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

5. Les oxydes acides sont capables de présenter des propriétés oxydantes.

Généralement, oxydes d'éléments dans plus haut degré oxydation - typique (SO 3, N 2 O 5, CrO 3, etc.). Certains éléments ayant un état d'oxydation intermédiaire (NO 2, etc.) présentent également de fortes propriétés oxydantes.

6. Propriétés réparatrices.

Les propriétés réductrices, en règle générale, sont présentées par les oxydes d'éléments dans des états d'oxydation intermédiaires(CO, NON, SO 2, etc.). Dans ce cas, ils sont oxydés jusqu’à l’état d’oxydation stable le plus élevé ou le plus proche.

Par exemple , l'oxyde de soufre (IV) est oxydé par l'oxygène en oxyde de soufre (VI) :

2SO2 + O2 = 2SO3

La science chimique moderne représente de nombreuses branches différentes et chacune d'elles, en plus de sa base théorique, a une grande importance appliquée et pratique. Quoi que vous touchiez, tout ce qui vous entoure est un produit chimique. Les principales sections sont la chimie inorganique et organique. Examinons quelles principales classes de substances sont classées comme inorganiques et quelles propriétés elles possèdent.

Principales catégories de composés inorganiques

Ceux-ci incluent les éléments suivants :

1. Oxydes.
2. Sel.
3. Terrains.
4. Acides.

Chacune des classes est représentée par une grande variété de composés de nature inorganique et est importante dans presque toutes les structures de l'activité économique et industrielle humaine. Toutes les principales propriétés caractéristiques de ces composés, leur présence dans la nature et leur production sont étudiées sans faute dans un cours de chimie scolaire, de la 8e à la 11e année.

Il existe un tableau général des oxydes, sels, bases, acides, qui présente des exemples de chaque substance et leur état d'agrégation et leur présence dans la nature. Les interactions qui décrivent les propriétés chimiques sont également présentées. Cependant, nous examinerons chacune des classes séparément et plus en détail.

Groupe de composés - oxydes

4. Réactions à la suite desquelles les éléments changent de CO

Moi + n O + C = Moi 0 + CO

1. Eau réactive : formation d'acides (exception SiO 2)

CO + eau = acide

2. Réactions avec des bases :

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

3. Réactions avec les oxydes basiques : formation de sels

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

4. Réactions OVR :

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Ils présentent des propriétés doubles, interagissent selon le principe de la méthode acide-base (avec les acides, les alcalis, les oxydes basiques, oxydes d'acide). Ils n'interagissent pas avec l'eau.

1. Avec les acides : formation de sels et d’eau

AO + acide = sel + H 2 O

2. Avec des bases (alcalis) : formation de complexes hydroxo

Al 2 O 3 + LiOH + eau = Li

3. Réactions avec les oxydes d'acide : obtention de sels

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Réactions avec OO : formation de sels, fusion

MnO + Rb 2 O = sel double Rb 2 MnO 2

5. Réactions de fusion avec les alcalis et les carbonates de métaux alcalins : formation de sels

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

Ils ne forment ni acides ni alcalis. Afficher de près propriétés spécifiques.

Chaque oxyde supérieur, formé soit par un métal, soit par un non-métal, lorsqu'il est dissous dans l'eau, donne un acide ou un alcali fort.

Acides organiques et inorganiques

Dans le son classique (basé sur les positions de ED - dissociation électrolytique - les acides sont des composés, en Environnement aquatique se dissociant en cations H + et anions de résidus acides An -. Cependant, aujourd’hui, les acides ont également été largement étudiés dans des conditions anhydres, il existe donc de nombreuses théories différentes pour les hydroxydes.

Les formules empiriques d'oxydes, de bases, d'acides, de sels sont constituées uniquement de symboles, d'éléments et d'indices indiquant leur quantité dans la substance. Par exemple, les acides inorganiques sont exprimés par la formule H + résidu acide n-. Matière organique ont une cartographie théorique différente. En plus de l'empirique, vous pouvez écrire le texte complet et abrégé formule structurelle, qui reflétera non seulement la composition et la quantité de la molécule, mais également l'ordre de disposition des atomes, leur connexion les uns avec les autres et le groupe fonctionnel principal des acides carboxyliques -COOH.

Dans les substances inorganiques, tous les acides sont divisés en deux groupes :

• sans oxygène - HBr, HCN, HCL et autres ;
• contenant de l'oxygène (oxoacides) - HClO 3 et tout ce qui contient de l'oxygène.

Les acides inorganiques sont également classés selon leur stabilité (stables ou stables - tout sauf carbonique et sulfureux, instables ou instables - carboniques et sulfureux). En termes de force, les acides peuvent être forts : sulfurique, chlorhydrique, nitrique, perchlorique et autres, ainsi que faibles : sulfure d'hydrogène, hypochloreux et autres.

La chimie organique n'offre pas la même variété. Les acides de nature organique sont classés comme acides carboxyliques. Leur caractéristique générale- présence du groupe fonctionnel -COOH. Par exemple, HCOOH (formique), CH 3 COOH (acétique), C 17 H 35 COOH (stéarique) et autres.

Il existe un certain nombre d'acides qui sont particulièrement mis en avant lors de l'examen de ce sujet dans un cours de chimie scolaire.

1. Solyanaïa.
2. Azote.
3. Orthophosphorique.
4. Hydrobromique.
5. Charbon.
6. Iodure d'hydrogène.
7. Sulfurique.
8. Acétique ou éthane.
9. Butane ou huile.
10. Benjoin.

Ces 10 acides en chimie sont des substances fondamentales de la classe correspondante aussi bien dans le cursus scolaire qu'en général dans l'industrie et les synthèses.

Propriétés des acides inorganiques

Les principales propriétés physiques comprennent tout d'abord les différents états d'agrégation. Après tout, il existe un certain nombre d'acides qui se présentent sous forme de cristaux ou de poudres (borique, orthophosphorique) dans des conditions normales. La grande majorité des acides inorganiques connus sont des liquides différents. Les points d'ébullition et de fusion varient également.

Les acides peuvent provoquer de graves brûlures, car ils ont le pouvoir de détruire les tissus organiques et la peau. Des indicateurs sont utilisés pour détecter les acides :

• méthylorange (en environnement normal - orange, dans les acides - rouge),
• tournesol (en neutre - violet, en acides - rouge) ou quelques autres.

Au plus important propriétés chimiques Cela inclut la capacité d’interagir avec des substances simples et complexes.

Propriétés chimiques des acides inorganiques

Avec quoi interagissent-ils ?	Exemple de réaction
1. Avec des substances simples - des métaux. Condition obligatoire : le métal doit être dans l'EHRNM avant l'hydrogène, car les métaux se trouvant après l'hydrogène ne sont pas capables de le déplacer de la composition des acides. La réaction produit toujours de l’hydrogène gazeux et du sel.
2. Avec des raisons. Le résultat de la réaction est du sel et de l’eau. De telles réactions d'acides forts avec des alcalis sont appelées réactions de neutralisation.	Tout acide (fort) + base soluble = sel et eau
3. Avec des hydroxydes amphotères. En résumé : du sel et de l’eau.	2HNO 2 + hydroxyde de béryllium = Be(NO 2) 2 (sel moyen) + 2H 2 O
4. Avec des oxydes basiques. Résultat : eau, sel.	2HCL + FeO = chlorure de fer (II) + H 2 O
5. Avec des oxydes amphotères. Effet final : sel et eau.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Avec des sels formés par des acides plus faibles. Effet final : sel et acide faible.	2HBr + MgCO 3 = bromure de magnésium + H 2 O + CO 2

Lorsqu’ils interagissent avec des métaux, tous les acides ne réagissent pas de la même manière. La chimie (9e année) à l'école implique une étude très superficielle de ces réactions, cependant, même à ce niveau, les propriétés spécifiques de l'acide nitrique et sulfurique concentré lors de l'interaction avec les métaux sont prises en compte.

Hydroxydes : alcalis, bases amphotères et insolubles

Oxydes, sels, bases, acides - toutes ces classes de substances ont un point commun nature chimique, expliqué par la structure du réseau cristallin, ainsi que par l'influence mutuelle des atomes dans les molécules. Cependant, s’il était possible de donner une définition très précise des oxydes, cela serait plus difficile à faire pour les acides et les bases.

Tout comme les acides, les bases, selon la théorie de l'ED, sont des substances qui peuvent se décomposer dans une solution aqueuse en cations métalliques Me n + et en anions de groupes hydroxyles OH - .

• Solubles ou alcalis (bases fortes qui changent Formé par les métaux des groupes I et II. Exemple : KOH, NaOH, LiOH (c'est-à-dire que les éléments des seuls sous-groupes principaux sont pris en compte) ;
• Légèrement soluble ou insoluble ( force moyenne, qui ne changent pas la couleur des indicateurs). Exemple : hydroxyde de magnésium, fer (II), (III) et autres.
• Moléculaire (bases faibles, dans un environnement aqueux elles se dissocient de manière réversible en molécules ioniques). Exemple : N 2 H 4, amines, ammoniac.
• Hydroxydes amphotères (montrer double base propriétés acides). Exemple : béryllium, zinc, etc.

Chaque groupe présenté est étudié dans le cours de chimie scolaire dans la section « Fondamentaux ». La chimie de la 8e à la 9e année implique une étude détaillée des alcalis et des composés peu solubles.

Principales propriétés caractéristiques des bases

Tous les alcalis et composés légèrement solubles se trouvent dans la nature à l’état cristallin solide. Dans le même temps, leurs températures de fusion sont généralement basses et les hydroxydes peu solubles se décomposent lorsqu'ils sont chauffés. La couleur des bases est différente. Si les alcalis blanc, alors les cristaux de bases moléculaires peu solubles peuvent être de couleurs très différentes. La solubilité de la plupart des composés de cette classe peut être trouvée dans le tableau, qui présente les formules des oxydes, des bases, des acides, des sels et montre leur solubilité.

Les alcalis peuvent changer la couleur des indicateurs comme suit : phénolphtaléine - pourpre, méthylorange - jaune. Ceci est assuré par la libre présence de groupes hydroxo dans la solution. C'est pourquoi les bases peu solubles ne donnent pas une telle réaction.

Les propriétés chimiques de chaque groupe de bases sont différentes.

Propriétés chimiques
Alcalis	Bases légèrement solubles	Hydroxydes amphotères
I. Interagir avec le CO (résultat - sel et eau) : 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + eau II. Interagir avec les acides (sel et eau) : réactions de neutralisation ordinaires (voir acides) III. Ils interagissent avec l'AO pour former un complexe hydroxo de sel et d'eau : 2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ou Na 2 IV. Ils interagissent avec les hydroxydes amphotères pour former des sels complexes hydroxo : Comme avec AO, mais sans eau V. Réagir avec des sels solubles pour former des hydroxydes et des sels insolubles : 3CsOH + chlorure de fer (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Réagir avec le zinc et l'aluminium dans une solution aqueuse pour former des sels et de l'hydrogène : 2RbOH + 2Al + eau = complexe avec l'ion hydroxyde 2Rb + 3H 2	I. Lorsqu'ils sont chauffés, ils peuvent se décomposer : hydroxyde insoluble = oxyde + eau II. Réactions avec les acides (résultat : sel et eau) : Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + eau III. Interagissez avec KO : Me +n (OH) n + KO = sel + H 2 O	I. Réagir avec les acides pour former du sel et de l'eau : (II) + 2HBr = CuBr 2 + eau II. Réagir avec les alcalis : résultat - sel et eau (condition : fusion) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sel + 2H 2 O III. Réagir avec des hydroxydes forts : le résultat est des sels si la réaction se produit en solution aqueuse : Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Ce sont la plupart des propriétés chimiques que présentent les bases. La chimie des bases est assez simple et suit les lois générales de tous les composés inorganiques.

Classe de sels inorganiques. Classification, propriétés physiques

Sur la base des dispositions de l'ED, les sels peuvent être appelés composés inorganiques qui se dissocient dans une solution aqueuse en cations métalliques Me +n et en anions de résidus acides An n-. C'est ainsi que vous pouvez imaginer les sels. La chimie donne plus d'une définition, mais celle-ci est la plus précise.

De plus, selon leur nature chimique, tous les sels sont divisés en :

• Acide (contenant un cation hydrogène). Exemple : NaHSO 4.
• Basique (contenant un groupe hydroxo). Exemple : MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Milieu (constitué uniquement d'un cation métallique et d'un résidu acide). Exemple : NaCL, CaSO 4.
• Double (inclure deux cations métalliques différents). Exemple : NaAl(SO 4) 3.
• Complexe (complexes hydroxo, complexes aquatiques et autres). Exemple : K2.

Les formules des sels reflètent leur nature chimique, et indiquent également la composition qualitative et quantitative de la molécule.

Les oxydes, sels, bases, acides ont des propriétés de solubilité différentes, qui peuvent être consultées dans le tableau correspondant.

Si nous parlons de l’état d’agrégation des sels, nous devons alors remarquer leur uniformité. Ils n'existent qu'à l'état solide, cristallin ou poudreux. La gamme de couleurs est assez variée. En règle générale, les solutions de sels complexes ont des couleurs vives et saturées.

Interactions chimiques pour la classe des sels moyens

Ils ont des propriétés chimiques similaires à celles des bases, des acides et des sels. Les oxydes, comme nous l'avons déjà examiné, sont quelque peu différents d'eux sur ce point.

Au total, 4 grands types d’interactions peuvent être distingués pour les sels moyens.

I. Interaction avec les acides (uniquement forts du point de vue de l'ED) avec formation d'un autre sel et d'un acide faible :

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Réactions avec des hydroxydes solubles produisant des sels et des bases insolubles :

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 sel soluble + Cu(OH) 2 base insoluble

III. Réaction avec un autre sel soluble pour former un sel insoluble et un sel soluble :

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Réactions avec les métaux situés dans l'EHRNM à gauche de celui qui forme le sel. Dans ce cas, le métal réagissant ne doit pas interagir avec l'eau dans des conditions normales :

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Ce sont les principaux types d’interactions caractéristiques des sels moyens. Les formules de sels complexes, basiques, doubles et acides parlent d'elles-mêmes de la spécificité des propriétés chimiques présentées.

Les formules d'oxydes, de bases, d'acides, de sels reflètent l'essence chimique de tous les représentants de ces classes de composés inorganiques et donnent en outre une idée du nom de la substance et de son propriétés physiques. Une attention particulière doit donc être portée à leur rédaction. Une grande variété de composés nous est offerte par la science généralement étonnante de la chimie. Oxydes, bases, acides, sels - ce n'est qu'une partie de l'immense diversité.

Oxydes acides

Oxydes acides (anhydrides)– des oxydes qui présentent des propriétés acides et forment des acides contenant de l’oxygène correspondants. Formé de non-métaux typiques et de certains éléments de transition. Les éléments des oxydes acides présentent généralement des états d'oxydation allant de IV à VII. Ils peuvent interagir avec certains oxydes basiques et amphotères, par exemple : l'oxyde de calcium CaO, l'oxyde de sodium Na 2 O, l'oxyde de zinc ZnO ou l'oxyde d'aluminium Al 2 O 3 (oxyde amphotère).

Réactions caractéristiques

Oxydes acides peut réagir Avec:

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

Oxydes acides peut être obtenuà partir de l'acide correspondant :

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O

Exemples

• Oxyde de manganèse (VII) Mn 2 O 7 ;
• Oxyde nitrique NO 2 ;
• Oxyde de chlore Cl 2 O 5, Cl 2 O 3

voir également

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Voyez ce que sont les « oxydes d’acide » dans d’autres dictionnaires :

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