Kemijska svojstva vode

Međudjelovanje vode s metalima.

Ako se strugotine kalcija stave u cilindar s vodom, mjehurići plina će se početi odvajati od površine kalcija, baš kao i od površine cinka stavljenog u otopinu sumporne kiseline. Kada upaljeni iver prinesemo otvoru u cilindru, opazit ćemo bljeskove. Ovo je izgaranje vodika. Voda u cilindru postaje mutna. Bijele suspendirane čestice koje se pojavljuju u cilindru su kalcijev hidroksid Ca(OH)2. Reakcija koja je u tijeku izražena je jednadžbom:

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

Tijekom ove reakcije, iz molekule vode H 2 O, koja se može predstaviti kao H-OH (skupina - OH - hidrokso grupa), -OH se pretvara u kalcijev hidroksid. Budući da je atom kalcija dvovalentan, on istiskuje dva atoma vodika iz dvije molekule vode, a preostale dvije -OH skupine spajaju se s atomom kalcija.

Reakcija natrija s vodom odvija se još snažnije. Stavite komadić natrija u čašu vode. Natrij ispliva na njegovu površinu, topi se, pretvarajući se u sjajnu kapljicu. Brzo se kreće po površini vode, ispuštajući šištanje i smanjujući se u veličini. Nakon isparavanja otopine, naći ćemo bijelu krutu tvar - natrijev hidroksid NaOH

2Na + 2NN = 2NaOH + H2

Natrij i kalcij su među kemijski najaktivnijima.

Interakcija vode s oksidima nemetala .

Spalimo crveni fosfor u staklenku na žlicu. Dodamo malo vode i pričekamo da se dobiveni fosforov oksid (V) P 2 0 5 otopi. U otopinu dodajte nekoliko kapi ljubičastog lakmusa. Lakmus će postati crven. To znači da otopina sadrži kiselinu.Fosforov oksid (V) spaja se s vodom i dobiva se fosforna kiselina H 3 P0 4:

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

Zapalimo sumpor u posudi s malo vode i ispitajmo dobivenu otopinu otopinom lakmusa. Također će pocrvenjeti. Sumporni oksid (IV) S0 2, nastao izgaranjem sumpora, spojen je s vodom i dobivena je sumporna kiselina:

S0 2 + H 2 0 = H 2 S0 2

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

SO 2+ H 2 O = H 2 S0 4

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

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

Spojevi oksida nemetala s vodom klasificiraju se kao kiseline.

Interakcija vode s metalnim oksidima.

Razmotrimo sada odnos metalnih oksida prema vodi. Bakreni oksid CuO, željezni oksid Fe203, cinkov oksid ZnO i kalcijev oksid CaO uspite u šalice i u svaku dodajte malo vode. Oksidi bakra, željeza i cinka ne otapaju se u vodi i ne spajaju se s njom. Kalcijev oksid, ili živo vapno, ponaša se drugačije.

Pri prelijevanju vodom komadića živog vapna opaža se tako jako zagrijavanje da se dio vode pretvara u paru, a komadići živog vapna, mrveći se, pretvaraju se u suhi, rahli prah - gašeno vapno ili kalcijev hidroksid Ca(OH) 2:

CaO + H 2 0 = Ca(OH) 2

Poput kalcijevog oksida, natrijev i kalijev oksid spajaju se s vodom:

Na 2 0 + H 2 0 = 2NaOH

K 2 0+N 2 0 = 2KON

Ove reakcije proizvode natrijev hidroksid NaOH i kalijev hidroksid KOH.

Tako neki metalni oksidi ne reagiraju s vodom (većina njih), dok se drugi (kalijev oksid, natrijev oksid, kalcijev oksid, barijev oksid itd.) s njom spajaju tvoreći hidrokside koji se svrstavaju u baze.

(Anorganska kemija 7.-8. razred autor Yu. V. Khodakov i drugi)

Možete kupiti video lekciju (snimljeni webinar, 1,5 sat) i teorijski komplet na temu "Oksidi: priprema i kemijska svojstva." Trošak materijala je 500 rubalja. Plaćanje putem sustava Yandex.Money (Visa, Mastercard, MIR, Maestro) putem veze. Pažnja! Nakon uplate potrebno je poslati poruku s oznakom “Oksidi” s e-mail adresom na koju možete poslati poveznicu za preuzimanje i gledanje webinara. U roku od 24 sata nakon plaćanja narudžbe i primitka poruke, materijali webinara bit će poslani na vašu e-poštu. Poruka se može poslati na jedan od sljedećih načina: putem SMS-a, Vibera ili WhatsApp-a na +7-977-834-56-28; putem e-pošte: [e-mail zaštićen] Bez poruke nećemo moći identificirati uplatu i poslati vam materijale.

Kemijska svojstva kiselinskih oksida

1. Kiseli oksidi reagiraju s bazičnim oksidima i bazama i tvore soli.

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

Kiseli oksidi jakih i topljivih kiselina međusobno djeluju s bilo kojim bazičnim oksidima i bazama:

SO3 + CuO = CuSO4

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

SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O

SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4

Kiseli oksidi u vodi netopljivih i nestabilnih ili hlapljivih kiselina reagiraju samo s jakim bazama (lužinama) i njihovim oksidima. U tom slučaju moguće je stvaranje kiselih i bazičnih soli, ovisno o omjeru i sastavu reagensa.

Na primjer , natrijev oksid stupa u interakciju s ugljičnim monoksidom (IV), a bakrov oksid (II), koji odgovara netopivoj bazi Cu (OH) 2, praktički ne stupa u interakciju s ugljikovim monoksidom (IV):

Na 2 O + CO 2 = Na 2 CO 3

CuO + CO 2 ≠

2. Kiseli oksidi reagiraju s vodom stvarajući kiseline.

Iznimka — silicijev oksid, što odgovara netopljivoj silicijskoj kiselini. Oksidi, koji odgovaraju nestabilnim kiselinama, obično reagiraju s vodom reverzibilno i u vrlo maloj mjeri.

SO3 + H2O = H2SO4

3. Kiseli oksidi reagiraju s amfoternim oksidima i hidroksidima pri čemu nastaju sol ili sol i voda.

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

Na primjer , anhidrid sumporne kiseline (sumporov oksid (VI)) reagira s aluminijevim oksidom i aluminijevim hidroksidom pri čemu nastaje sol - aluminijev 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 ugljikov monoksid (IV), koji odgovara slaboj ugljičnoj kiselini, više ne stupa u interakciju s aluminijevim oksidom i aluminijevim hidroksidom:

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

CO 2 + Al(OH) 3 ≠

4. Kiseli oksidi međusobno djeluju sa solima hlapljivih kiselina.

Primjenjuje se sljedeće pravilo: u talini manje hlapljive kiseline i njihovi oksidi istiskuju hlapljivije kiseline i njihove okside iz njihovih soli.

Na primjer , kruti silicijev oksid SiO 2 istisnut će hlapljiviji ugljikov dioksid iz kalcijevog karbonata kada se stopi:

CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

5. Kiseli oksidi mogu pokazivati ​​oksidacijska svojstva.

Obično, oksidi elemenata u najviši stupanj oksidacija - tipična (SO 3, N 2 O 5, CrO 3, itd.). Neki elementi sa srednjim oksidacijskim stanjem (NO 2, itd.) također pokazuju jaka oksidacijska svojstva.

6. Restaurativna svojstva.

Reduktivna svojstva, u pravilu, pokazuju oksidi elemenata u srednjim oksidacijskim stanjima(CO, NO, SO2, itd.). U tom slučaju se oksidiraju do najvišeg ili najbližeg stabilnog oksidacijskog stanja.

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

2SO2 + O2 = 2SO3

Suvremena kemijska znanost predstavlja mnogo različitih grana, a svaka od njih, osim svoje teorijske osnove, ima veliko primijenjeno i praktično značenje. Što god dodirnete, sve oko vas je kemijski proizvod. Glavni dijelovi su anorganska i organska kemija. Razmotrimo koje su glavne klase tvari klasificirane kao anorganske i koja svojstva imaju.

Glavne kategorije anorganskih spojeva

To uključuje sljedeće:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Temelji.
4. kiseline.

Svaka od klasa predstavljena je širokim spektrom spojeva anorganske prirode i važna je u gotovo svakoj strukturi ljudske gospodarske i industrijske aktivnosti. Sva glavna svojstva karakteristična za ove spojeve, njihovu pojavu u prirodi i njihovu proizvodnju proučavaju se u školskom tečaju kemije bez greške, u 8-11 razredima.

Postoji opća tablica oksida, soli, baza, kiselina, koja predstavlja primjere svake tvari i njihovo agregatno stanje i pojavu u prirodi. Prikazane su i interakcije koje opisuju kemijska svojstva. Ipak, svaku od klasa ćemo pogledati zasebno i detaljnije.

Skupina spojeva – oksidi

4. Reakcije uslijed kojih elementi mijenjaju CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

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

CO + voda = kiselina

2. Reakcije s bazama:

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

3. Reakcije s bazičnim oksidima: nastajanje soli

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

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Pokazuju dvostruka svojstva, međusobno djeluju prema principu acidobazne metode (s kiselinama, alkalijama, bazičnim oksidima, kiseli oksidi). Ne stupaju u interakciju s vodom.

1. S kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina = sol + H2O

2. S bazama (lužinama): stvaranje hidrokso kompleksa

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije s kiselinskim oksidima: dobivanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije s OO: stvaranje soli, taljenje

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

5. Reakcije taljenja s alkalijama i karbonatima alkalnih metala: nastajanje soli

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

Ne stvaraju kiseline ni lužine. Prikaži usko specifična svojstva.

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

Organske i anorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na temelju položaja ED - elektrolitičke disocijacije - kiseline su spojevi, u vodeni okoliš disocirajući na katione H + i anione kiselinskih ostataka An -. Međutim, danas se kiseline također opsežno proučavaju 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 označavaju njihovu količinu u tvari. Na primjer, anorganske kiseline se izražavaju formulom H + kiselinski ostatak n-. Organska tvar imaju drugačije teoretsko preslikavanje. Osim empirijskog, možete pisati puni i skraćeni strukturna formula, koji će odražavati ne samo sastav i količinu molekule, već i redoslijed rasporeda atoma, njihovu međusobnu povezanost i glavnu funkcionalnu skupinu za karboksilne kiseline -COOH.

U anorganskim se sve kiseline dijele u dvije skupine:

• bez kisika - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadržavaju kisik (oksokiseline) – HClO 3 i sve gdje ima kisika.

Anorganske kiseline se također dijele po stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporna, klorovodična, dušična, perklorna i druge, kao i slabe: sumporovodična, hipoklorna i druge.

Organska kemija ne nudi istu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode klasificiraju se kao karboksilne kiseline. Njihovo opće obilježje- prisutnost funkcionalne skupine -COOH. Na primjer, HCOOH (mravlji), CH 3 COOH (octeni), C 17 H 35 COOH (stearinski) i drugi.

Postoji niz kiselina koje se posebno pažljivo naglašavaju kada se razmatra ova tema u školskom tečaju kemije.

1. Solyanaya.
2. Dušik.
3. Ortofosforna.
4. bromovodična.
5. Ugljen.
6. Vodikov jodid.
7. Sumporna.
8. Octena ili etanska.
9. Butan ili ulje.
10. benzoin.

Ovih 10 kiselina u kemiji temeljne su tvari odgovarajuće klase kako u školskom tečaju tako i općenito u industriji i sintezama.

Svojstva anorganskih kiselina

Glavna fizikalna svojstva uključuju, prije svega, različito agregatno stanje. Uostalom, postoji niz kiselina koje u normalnim uvjetima imaju oblik kristala ili praha (borna, ortofosforna). Velika većina poznatih anorganskih kiselina su različite tekućine. Vrelište i talište također variraju.

Kiseline mogu uzrokovati ozbiljne opekline jer imaju moć uništavanja organskog tkiva i kože. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

• metiloranž (u normalnom okruženju - narančasto, u kiselinama - crveno),
• lakmus (u neutralnom - ljubičasto, u kiselinama - crveno) ili neki drugi.

Onome najvažnijem kemijska svojstva To uključuje sposobnost interakcije s jednostavnim i složenim tvarima.

Kemijska svojstva anorganskih kiselina

S čime su u interakciji?	Primjer reakcije
1. S jednostavnim tvarima – metalima. Obavezni uvjet: metal mora biti u EHRNM-u prije vodika, jer metali koji stoje nakon vodika ne mogu ga istisnuti iz sastava kiselina. Reakcija uvijek proizvodi vodik i sol.
2. S razlozima. Rezultat reakcije su sol i voda. Takve reakcije jakih kiselina s lužinama nazivaju se reakcijama neutralizacije.	Bilo koja kiselina (jaka) + topljiva baza = sol i voda
3. S amfoternim hidroksidima. Zaključak: sol i voda.	2HNO 2 + berilijev hidroksid = Be(NO 2) 2 (srednja sol) + 2H 2 O
4. S bazičnim oksidima. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = željezov (II) klorid + H 2 O
5. S amfoternim oksidima. Konačni učinak: sol i voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Sa solima koje stvaraju slabije kiseline. Konačni učinak: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijev bromid + H 2 O + CO 2

U interakciji s metalima ne reagiraju sve kiseline jednako. Kemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje takvih reakcija, međutim, čak i na ovoj razini razmatraju se specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline u interakciji s metalima.

Hidroksidi: lužine, amfoterne i netopljive baze

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

Kao i kiseline, baze su, prema teoriji ED, tvari koje se u vodenoj otopini mogu razgraditi na metalne katione Me n + i anione hidroksilnih skupina OH - .

• Topivi ili lužine (jake baze koje se mijenjaju Tvore ih metali I. i II. skupine. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (odnosno, uzimaju se u obzir elementi samo glavnih podskupina);
• Slabo topljiv ili netopljiv ( srednje jakosti, koji ne mijenjaju boju indikatora). Primjer: magnezijev hidroksid, željezo (II), (III) i drugi.
• Molekularne (slabe baze, u vodenoj sredini reverzibilno disociraju na ionske molekule). Primjer: N 2 H 4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (prikaži dual bazične svojstva kiselina). Primjer: berilij, cink i tako dalje.

Svaka predstavljena skupina proučava se u školskom tečaju kemije u odjeljku "Osnove". Kemija u razredima 8-9 uključuje detaljno proučavanje alkalija i slabo topivih spojeva.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve lužine i slabo topljivi spojevi nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istodobno, njihove temperature taljenja su obično niske, a slabo topljivi hidroksidi se zagrijavanjem raspadaju. Boja baza je različita. Ako su lužine bijela, tada kristali slabo topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Topljivost većine spojeva ove klase može se pronaći u tablici, koja prikazuje formule oksida, baza, kiselina, soli i pokazuje njihovu topljivost.

Alkalije mogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - grimizno, metil narančasto - žuto. To je osigurano slobodnom prisutnošću hidrokso skupina u otopini. Zato slabo topljive baze ne daju takvu reakciju.

Kemijska svojstva svake skupine baza su različita.

Kemijska svojstva
Alkalije	Slabo topljive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s CO (rezultat - sol i voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija s kiselinama (sol i voda): obične reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. Oni stupaju u interakciju s AO stvarajući 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 tvore hidroksompleksne soli: Isto kao i kod AO, samo bez vode V. Reagirajte s topivim solima da nastane netopljivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezov (III) klorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reagirajte s cinkom i aluminijem u vodenoj otopini da biste dobili soli i vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks s hidroksidnim ionom 2Rb + 3H 2	I. Pri zagrijavanju mogu se razgraditi: netopljivi 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 = sol + H2O	I. Reagirajte s kiselinama da nastane sol i voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reagirajte s alkalijama: rezultat - sol i voda (uvjet: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O III. Reagirajte s jakim hidroksidima: rezultat su soli ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Ovo je većina kemijskih svojstava koje baze pokazuju. Kemija baza je vrlo jednostavna i slijedi opće zakone svih anorganskih spojeva.

Klasa anorganskih soli. Klasifikacija, fizikalna svojstva

Na temelju odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim spojevima koji u vodenoj otopini disociraju na metalne katione Me +n i anione kiselinskih ostataka An n-. Ovako možete zamisliti soli. Kemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtočnija.

Štoviše, prema svojoj kemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kiseli (sadrži kation vodika). Primjer: NaHSO 4.
• Bazični (koji sadrži hidrokso skupinu). 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 drugi). Primjer: K 2.

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

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različita svojstva topljivosti, što se može vidjeti u odgovarajućoj tablici.

Ako govorimo o agregacijskom stanju soli, tada treba uočiti njihovu jednoličnost. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Raspon boja je prilično raznolik. Otopine složenih soli, u pravilu, imaju svijetle, zasićene boje.

Kemijske interakcije za klasu srednjih soli

Imaju slična kemijska svojstva kao baze, kiseline i soli. Oksidi su, kao što smo već ispitali, nešto drugačiji od njih u ovom faktoru.

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

I. Interakcija s kiselinama (samo jaka s gledišta ED) uz stvaranje druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topivim hidroksidima pri čemu nastaju soli i netopljive baze:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 topljiva sol + Cu(OH) 2 netopljiva baza

III. Reakcija s drugom topljivom soli da nastane netopljiva i topiva sol:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima koji se nalaze u EHRNM-u lijevo od onog koji tvori sol. U ovom slučaju, metal koji reagira ne bi trebao komunicirati s vodom u normalnim uvjetima:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Ovo su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za srednje soli. Formule složenih, bazičnih, dvostrukih i kiselih soli same govore o specifičnosti iskazanih kemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju kemijsku bit svih predstavnika ovih klasa anorganskih spojeva, a osim toga daju predodžbu o nazivu tvari i njezinoj fizička svojstva. Stoga njihovu pisanju treba posvetiti posebnu pozornost. Ogromnu raznolikost spojeva nudi nam općenito nevjerojatna znanost kemija. Oksidi, baze, kiseline, soli - to je samo dio neizmjerne raznolikosti.

Kiseli oksidi

Kiseli oksidi (anhidridi)– oksidi koji pokazuju kisela svojstva i tvore odgovarajuće kiseline koje sadrže kisik. Tvore ga tipični nemetali i neki prijelazni elementi. Elementi u kiselim oksidima tipično pokazuju oksidacijska stanja u rasponu od IV do VII. Mogu djelovati s nekim bazičnim i amfoternim oksidima, na primjer: kalcijev oksid CaO, natrijev oksid Na 2 O, cinkov oksid ZnO ili aluminijev oksid Al 2 O 3 (amfoterni oksid).

Karakteristične reakcije

Kiseli oksidi može reagirati S:

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

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

vidi također

Zaklada Wikimedia. 2010.

Pogledajte što su "kiselinski oksidi" u drugim rječnicima:

Metalni oksidi- To su spojevi metala s kisikom. Mnogi od njih mogu se spojiti s jednom ili više molekula vode u hidrokside. Većina oksida je bazna jer se njihovi hidroksidi ponašaju kao baze. Međutim, neki... ... Službena terminologija

Oksid (oksid, oksid) binarni spoj kemijski element s kisikom u oksidacijskom stanju -2, u kojem je sam kisik vezan samo na manje elektronegativan element. Kemijski element kisik je drugi po elektronegativnosti... ... Wikipedia

Skulptura oštećena kiselim kišama Kisela kiša sve vrste meteoroloških oborina: kiša, snijeg, tuča, magla, susnježica, pri čemu dolazi do smanjenja pH vrijednosti oborina zbog onečišćenja zraka kiselim oksidima (obično ... Wikipedia

Geografska enciklopedija

oksidi- Spoj kemijskog elementa s kisikom. Prema kemijskim svojstvima svi oksidi se dijele na one koji tvore soli (npr. Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) i one koji ne tvore soli (npr. CO, N2O, NO, H2O). . Oksidi koji stvaraju soli dijele se na... ... Vodič za tehničke prevoditelje

OKSIDI- kem. spojevi elemenata s kisikom (zastarjeli naziv oksidi); jedan od najvažnijih razreda kemije. tvari. Kisici najčešće nastaju izravnom oksidacijom jednostavnih i složenih tvari. Npr. Oksidacija nastaje tijekom oksidacije ugljikovodika.... ... Velika politehnička enciklopedija

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

Spojevi elemenata s kisikom. U kisiku je oksidacijsko stanje atoma kisika Ch2. O. uključuje sve priključke. elemenata s kisikom, osim onih koji sadrže međusobno povezane atome O (peroksidi, superoksidi, ozonidi) i komp. fluor s kisikom..... Kemijska enciklopedija

Kiša, snijeg ili susnježica koja je jako kisela. Kiselo taloženje prvenstveno nastaje ispuštanjem sumpornih i dušikovih oksida u atmosferu izgaranjem fosilnih goriva (ugljen, nafta i prirodni plin). Rastapanje u ... ... Collierova enciklopedija

Oksidi- spoj kemijskog elementa s kisikom. Prema kemijskim svojstvima svi oksidi se dijele na one koji tvore soli (npr. Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) i one koji ne tvore soli (npr. CO, N2O, NO, H2O). . Oksidi koji stvaraju soli ... ... Enciklopedijski rječnik metalurgije