Kemijske lastnosti vode

Interakcija vode s kovinami.

Če kalcijeve sekance spustimo v jeklenko z vodo, se bodo plinski mehurčki začeli odlomiti s površine kalcija, kot s površine cinka, ki je v raztopini žveplove kisline. Ko prižgemo drobec v luknjo jeklenke, bomo opazili utripe. Gori vodik. Voda v jeklenki postane motna. Beli suspendirani delci, ki so se pojavili v jeklenki, so kalcijev hidroksid Ca (OH) 2. Tekoča reakcija je izražena z enačbo:

Ca + 2H 2 0 \u003d 2Ca (OH) 2 + H 2

V tej reakciji iz vodne molekule H 2 O, ki jo lahko predstavimo kot H-OH (skupina - OH - hidrokso skupina), -OH preide v sestavo kalcijevega hidroksida. Ker je kalcijev atom dvovalenten, izpodrine dva atoma vodika iz dveh molekul vode, preostali dve skupini -OH pa sta povezani z atomom kalcija.

Reakcija natrija z vodo poteka še močneje. Spustite kos natrija v kozarec vode. Natrij priplava na njeno površino, se topi in se spremeni v sijočo kapljico. Hitro se premika po površini vode, oddaja sikanje in se zmanjšuje. Ko raztopino uparimo, najdemo belo trdno snov - natrijev hidroksid NaOH

2Na + 2HOH \u003d 2NaOH + H2

Natrij in kalcij sta med najbolj reaktivnimi.

Interakcija vode z nekovinskimi oksidi .

Zažgemo rdeči fosfor v kozarcu na žlico. Nalijte malo vode in počakajte, da se nastali fosforjev oksid (V) P 2 0 5 raztopi. Raztopini dodajte nekaj kapljic vijoličnega lakmusa. Lakmus bo postal rdeč. To pomeni, da raztopina vsebuje kislino. Fosforjev (V) oksid se združi z vodo in dobimo fosforno kislino H 3 P0 4:

P 2 0 5 + ZN 2 0 \u003d 2N 3 P0 4

Žveplo zažgemo v kozarcu, v katerega nalijemo nekaj vode, in dobljeno raztopino preučimo z raztopino lakmusa. Prav tako postane rdeča. Žveplov oksid (IV) S0 2, ki nastane pri zgorevanju žvepla, v kombinaciji z vodo, in žveplovo kislino smo dobili:

S0 2 + H 2 0 = H 2 S0 2

Žveplov oksid (VI) v interakciji z vodo tvori žveplovo kislino H 2 S0 4:

SO2+ H 2 O \u003d H 2 S0 4

Dušik lahko tvori oksid N205, ki reagira z vodo in tvori dušikovo kislino:

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

Spojine nekovinskih oksidov z vodo so razvrščene kot kisline.

Interakcija vode s kovinskimi oksidi.

Zdaj razmislite o razmerju kovinskih oksidov do vode. V skodelice bomo nalili bakrov oksid CuO, železov oksid Fe 2 0 3, cinkov oksid ZnO in kalcijev oksid CaO ter v vsako nalili malo vode. Oksidi bakra, železa in cinka se v vodi ne raztopijo in se z njo ne združujejo. Kalcijev oksid ali živo apno se obnaša drugače.

Pri prelivanju kosov živega apna z vodo opazimo tako močno segrevanje, da se del vode spremeni v paro, kosi živega apna pa se, ko se drobijo, spremenijo v suh prašek - gašeno apno ali kalcijev hidroksid Ca (OH) 2:

CaO + H 2 0 \u003d Ca (OH) 2

Tako kot kalcijev oksid se natrijev in kalijev oksid združujejo z vodo:

Na 2 0 + H 2 0 \u003d 2NaOH

K 2 0 + H 2 0 \u003d 2KOH

Pri teh reakcijah nastaneta natrijev hidroksid NaOH in kalijev hidroksid KOH.

Tako nekateri kovinski oksidi ne reagirajo z vodo (večina), drugi (kalijev oksid, natrijev oksid, kalcijev oksid, barijev oksid itd.) pa se z njo kombinirajo in tvorijo hidrokside, ki so sorodni bazam.

(Razred anorganske kemije 7-8 avtor Yu. V. Khodakov in drugi)

Kupite lahko video vadnico (posnetek spletnega seminarja, 1,5 ure) in teoretični komplet na temo "Oksidi: priprava in kemijske lastnosti". Stroški materiala so 500 rubljev. Plačilo prek sistema Yandex.Money (Visa, Mastercard, MIR, Maestro) na povezavi. Pozor! Po plačilu morate poslati sporočilo z oznako "Oxides" z elektronskim naslovom, na katerega lahko pošljete povezavo za prenos in ogled spletnega seminarja. V 24 urah po plačilu naročila in prejemu sporočila bodo gradiva spletnega seminarja poslana na vašo pošto. Sporočilo je mogoče poslati na enega od naslednjih načinov: preko SMS-a, Viberja ali WhatsApp-a na +7-977-834-56-28; preko e-pošte: [email protected] Brez sporočila ne bomo mogli identificirati plačila in vam poslati gradiva.

Kemijske lastnosti kislinskih oksidov

1. Kislinski oksidi medsebojno delujejo z bazičnimi oksidi in bazami, da tvorijo soli.

V tem primeru velja pravilo vsaj eden od oksidov mora ustrezati močnemu hidroksidu (kislini ali bazi).

Kislinski oksidi močnih in topnih kislin medsebojno delujejo z vsemi bazičnimi oksidi in bazami:

SO 3 + CuO = CuSO 4

SO 3 + Cu (OH) 2 \u003d CuSO 4 + H 2 O

SO3 + 2NaOH \u003d Na2SO4 + H2O

SO 3 + Na 2 O \u003d Na 2 SO 4

Kislinski oksidi v vodi netopnih in nestabilnih ali hlapnih kislin medsebojno delujejo le z močnimi bazami (alkalijami) in njihovimi oksidi. V tem primeru je možna tvorba kislih in bazičnih soli, odvisno od razmerja in sestave reagentov.

Na primer , natrijev oksid interagira z ogljikovim monoksidom (IV), bakrov oksid (II), ki mu ustreza netopna baza Cu (OH) 2, praktično ne deluje z ogljikovim monoksidom (IV):

Na 2 O + CO 2 \u003d Na 2 CO 3

CuO + CO 2 ≠

2. Kislinski oksidi reagirajo z vodo in tvorijo kisline.

Izjema — silicijev oksid, ki ustreza netopni silicijevi kislini. Oksidi, ki ustrezajo nestabilnim kislinam, praviloma reagirajo z vodo reverzibilno in v zelo majhni meri.

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4

3. Kislinski oksidi reagirajo z amfoternimi oksidi in hidroksidi, da tvorijo sol ali sol in vodo.

Upoštevajte, da praviloma delujejo samo oksidi močnih ali srednjih kislin z amfoternimi oksidi in hidroksidi!

Na primer , Žveplov anhidrid (žveplov oksid (VI)) reagira z aluminijevim oksidom in aluminijevim hidroksidom, da tvori sol - aluminijev sulfat:

3SO 3 + Al 2 O 3 \u003d Al 2 (SO 4) 3

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

Toda ogljikov monoksid (IV), ki ustreza šibki ogljikovi kislini, ne deluje več z aluminijevim oksidom in aluminijevim hidroksidom:

CO 2 + Al 2 O 3 ≠

CO 2 + Al (OH) 3 ≠

4. Kislinski oksidi medsebojno delujejo s solmi hlapnih kislin.

Velja naslednje pravilo: v talini manj hlapne kisline in njihovi oksidi izpodrivajo več hlapnih kislin in njihovih oksidov iz njihovih soli.

Na primer , trdni silicijev oksid SiO 2 bo pri taljenju izrinil bolj hlapljiv ogljikov dioksid iz kalcijevega karbonata:

CaCO 3 + SiO 2 \u003d CaSiO 3 + CO 2

5. Kislinski oksidi so sposobni pokazati oksidativne lastnosti.

običajno, oksidi elementov v najvišja stopnja oksidacija - tipična (SO 3, N 2 O 5, CrO 3 itd.). Močne oksidacijske lastnosti imajo tudi nekateri elementi z vmesnim oksidacijskim stanjem (NO 2 in drugi).

6. Restavrativne lastnosti.

Reducirne lastnosti praviloma kažejo oksidi elementov v vmesnem oksidacijskem stanju(CO, NO, SO 2 itd.). Hkrati se oksidirajo v najvišje ali najbližje stabilno oksidacijsko stanje.

Na primer , žveplov oksid (IV) se oksidira s kisikom v žveplov oksid (VI):

2SO 2 + O 2 \u003d 2SO 3

Sodobna kemijska znanost je najrazličnejših vej in vsaka od njih ima poleg teoretične osnove velik uporabni in praktični pomen. Karkoli se dotaknete, je vse naokoli produkt kemične proizvodnje. Glavna oddelka sta anorganska in organska kemija. Razmislite, katere glavne razrede snovi so razvrščene kot anorganske in kakšne lastnosti imajo.

Glavne kategorije anorganskih spojin

Ti vključujejo naslednje:

1. Oksidi.
2. sol
3. Temelji.
4. kisline.

Vsak od razredov je predstavljen s široko paleto anorganskih spojin in je pomemben v skoraj vsaki strukturi človekove gospodarske in industrijske dejavnosti. Vse glavne lastnosti, značilne za te spojine, ki so v naravi in ​​​​dobi, se brez izjeme preučujejo v šolskem tečaju kemije v 8-11 razredih.

Obstaja splošna tabela oksidov, soli, baz, kislin, ki predstavlja primere vsake od snovi in ​​njihovega agregacijskega stanja v naravi. Prikazuje tudi interakcije, ki opisujejo kemične lastnosti. Vendar bomo vsakega od razredov obravnavali posebej in podrobneje.

Skupina spojin - oksidi

4. Reakcije, zaradi katerih elementi spremenijo CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reagent voda: tvorba kisline (izjema SiO 2)

KO + voda = kislina

2. Reakcije z bazami:

CO 2 + 2CsOH \u003d Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reakcije z bazičnimi oksidi: nastajanje soli

P 2 O 5 + 3MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,

Imajo dvojne lastnosti, medsebojno delujejo po principu kislinsko-bazične metode (s kislinami, alkalijami, bazičnimi oksidi, kislinski oksidi). Ne sodelujejo z vodo.

1. S kislinami: tvorba soli in vode

AO + kislina \u003d sol + H 2 O

2. Z bazami (alkalijami): tvorba hidrokso kompleksov

Al 2 O 3 + LiOH + voda \u003d Li

3. Reakcije s kislinskimi oksidi: priprava soli

FeO + SO 2 \u003d FeSO 3

4. Reakcije z RO: tvorba soli, fuzija

MnO + Rb 2 O = dvojna sol Rb 2 MnO 2

5. Fuzijske reakcije z alkalijami in karbonati alkalijskih kovin: tvorba soli

Al 2 O 3 + 2LiOH \u003d 2LiAlO 2 + H 2 O

Ne tvorijo kislin ali alkalij. Razstavljajte ozko specifične lastnosti.

Vsak višji oksid, ki ga tvorita tako kovina kot nekovina, ko je raztopljen v vodi, daje močno kislino ali alkalijo.

Organske in anorganske kisline

V klasičnem zvoku (na podlagi stališč ED - elektrolitična disociacija - so kisline spojine, v vodno okolje disociirajo na katione H + in anione kislinskih ostankov An - . Danes pa so kisline skrbno preučevali v brezvodnih pogojih, zato obstaja veliko različnih teorij za hidrokside.

Empirične formule oksidov, baz, kislin, soli so sestavljene samo iz simbolov, elementov in indeksov, ki označujejo njihovo količino v snovi. Na primer, anorganske kisline so izražene s formulo H + kislinski ostanek n-. organska snov imajo drugačno teoretično predstavo. Poleg empiričnih lahko zanje napišete celotno in skrajšano strukturna formula, ki bo odražal ne le sestavo in količino molekule, temveč tudi vrstni red atomov, njihovo medsebojno razmerje in glavno funkcionalno skupino za karboksilne kisline -COOH.

V anorganskih so vse kisline razdeljene v dve skupini:

• anoksični - HBr, HCN, HCL in drugi;
• ki vsebujejo kisik (okso kisline) - HClO 3 in vse, kjer je kisik.

Tudi anorganske kisline razvrščamo po stabilnosti (stabilne ali stabilne - vse razen ogljikove in žveplove, nestabilne ali nestabilne - ogljikove in žveplove). Po jakosti so kisline lahko močne: žveplova, klorovodikova, dušikova, perklorovodikova in druge, pa tudi šibke: vodikov sulfid, hipoklorova in druge.

Organska kemija sploh ne ponuja takšne raznolikosti. Kisline, ki so organske narave, so karboksilne kisline. Njim skupna lastnost- prisotnost funkcionalne skupine -COOH. Na primer, HCOOH (antična), CH 3 COOH (ocetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) in drugi.

Obstajajo številne kisline, ki so še posebej skrbno poudarjene pri obravnavi te teme pri šolskem tečaju kemije.

1. sol
2. dušik.
3. Ortofosforna.
4. bromovodična.
5. Premog.
6. jod.
7. žveplovo.
8. Ocetna ali etan.
9. Butan ali olje.
10. benzojska.

Teh 10 kislin v kemiji so temeljne snovi ustreznega razreda tako v šolskem tečaju kot na splošno v industriji in sintezi.

Lastnosti anorganskih kislin

Glavne fizikalne lastnosti je treba pripisati predvsem drugačnemu agregacijskemu stanju. Navsezadnje obstajajo številne kisline, ki imajo v normalnih pogojih obliko kristalov ali prahov (borove, ortofosforne). Velika večina znanih anorganskih kislin je različnih tekočin. Razlikujejo se tudi vrelišče in tališče.

Kisline lahko povzročijo hude opekline, saj imajo moč uničiti organska tkiva in kožo. Indikatorji se uporabljajo za odkrivanje kislin:

• metil oranžna (v normalnem okolju - oranžna, v kislinah - rdeča),
• lakmus (v nevtralnem - vijolična, v kislinah - rdeča) ali nekateri drugi.

Do najpomembnejšega kemične lastnosti lahko pripišemo zmožnosti interakcije s preprostimi in zapletenimi snovmi.

Kemijske lastnosti anorganskih kislin

S čim so v interakciji?	Primer reakcije
1. S preprostimi snovmi-kovinami. Obvezen pogoj: kovina mora stati v ECHRNM pred vodikom, saj je kovine, ki stojijo za vodikom, ne morejo izpodriniti iz sestave kislin. Kot rezultat reakcije vedno nastane vodik v obliki plina in soli.
2. Z osnovami. Rezultat reakcije sta sol in voda. Takšne reakcije močnih kislin z alkalijami imenujemo nevtralizacijske reakcije.	Vsaka kislina (močna) + topna baza = sol in voda
3. Z amfoternimi hidroksidi. Na koncu: sol in voda.	2HNO 2 + berilijev hidroksid \u003d Be (NO 2) 2 (srednja sol) + 2H 2 O
4. Z bazičnimi oksidi. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = železov (II) klorid + H 2 O
5. Z amfoternimi oksidi. Končni učinek: sol in voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. S solmi, ki jih tvorijo šibkejše kisline. Končni učinek: sol in šibka kislina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijev bromid + H 2 O + CO 2

Pri interakciji s kovinami ne reagirajo vse kisline na enak način. Kemija (9. razred) v šoli vključuje zelo površno študijo takšnih reakcij, vendar se tudi na tej ravni upoštevajo posebne lastnosti koncentrirane dušikove in žveplove kisline pri interakciji s kovinami.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne in netopne baze

Oksidi, soli, baze, kisline - vsi ti razredi snovi imajo skupno kemična narava, kar je razloženo s strukturo kristalne mreže, pa tudi z medsebojnim vplivom atomov v sestavi molekul. Če pa je bilo za okside mogoče dati zelo natančno definicijo, je za kisline in baze to težje narediti.

Tako kot kisline so po teoriji ED baze snovi, ki se lahko v vodni raztopini razgradijo na kovinske katione Me n + in anione hidrokso skupin OH -.

• Topne ali alkalne (močne baze, ki se spreminjajo Tvorijo kovine skupin I, II. Primer: KOH, NaOH, LiOH (torej upoštevajo se elementi samo glavnih podskupin);
• Rahlo topen ali netopen ( srednja moč ki ne spremenijo barve indikatorjev). Primer: magnezijev hidroksid, železo (II), (III) in drugi.
• Molekularne (šibke baze, v vodnem mediju reverzibilno disociirajo v ione-molekule). Primer: N 2 H 4, amini, amoniak.
• Amfoterni hidroksidi (prikaži dvojno bazično kislinske lastnosti). Primer: berilij, cink in tako naprej.

Vsaka zastopana skupina se študira v šolskem tečaju kemije v oddelku "Osnove". Kemija 8-9 razreda vključuje podrobno študijo alkalij in redko topnih spojin.

Glavne značilne lastnosti baz

Vse alkalije in slabo topne spojine najdemo v naravi v trdnem kristalnem stanju. Hkrati so njihova tališča praviloma nizka, slabo topni hidroksidi pa se pri segrevanju razgradijo. Osnovna barva je drugačna. Če alkalna bela barva, potem so lahko kristali težko topnih in molekularnih baz zelo različnih barv. Topnost večine spojin tega razreda si lahko ogledate v tabeli, ki prikazuje formule oksidov, baz, kislin, soli, prikazuje njihovo topnost.

Alkalije lahko spremenijo barvo indikatorjev na naslednji način: fenolftalein - malina, metil oranžna - rumena. To zagotavlja prosta prisotnost hidrokso skupin v raztopini. Zato slabo topne baze ne dajejo takšne reakcije.

Kemijske lastnosti vsake skupine baz so različne.

Kemijske lastnosti
alkalije	težko topne baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s KO (skupaj - sol in voda): 2LiOH + SO 3 \u003d Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija s kislinami (sol in voda): običajne nevtralizacijske reakcije (glej kisline) III. Interakcija z AO, da nastane hidroksokopleks soli in vode: 2NaOH + Me + n O \u003d Na 2 Me + n O 2 + H 2 O ali Na 2 IV. Vzajemno delujejo z amfoternimi hidroksidi, da tvorijo hidrokso kompleksne soli: Enako kot pri AO, le brez vode V. Vzajemno delujejo s topnimi solmi, da nastanejo netopni hidroksidi in soli: 3CsOH + železov (III) klorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Interakcija s cinkom in aluminijem v vodni raztopini, da nastanejo soli in vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks s hidroksidnim ionom 2Rb + 3H 2	I. Pri segrevanju se lahko razgradijo: netopen hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kislinami (skupaj: sol in voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija z KO: Me + n (OH) n + KO \u003d sol + H 2 O	I. Reagira s kislinami, da nastane sol in voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reakcija z alkalijami: rezultat - sol in voda (pogoj: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH \u003d sol + 2H 2 O III. Reagirajo z močnimi hidroksidi: rezultat so soli, če reakcija poteka v vodni raztopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

To so največje kemične lastnosti, ki jih izkazujejo baze. Kemija baz je precej preprosta in upošteva splošne zakone vseh anorganskih spojin.

Razred anorganskih soli. Razvrstitev, fizikalne lastnosti

Na podlagi določb ED lahko soli imenujemo anorganske spojine, ki v vodni raztopini disociirajo na kovinske katione Me + n in anione kislinskih ostankov An n-. Torej si lahko predstavljate sol. Kemija daje več kot eno definicijo, vendar je ta najbolj natančna.

Hkrati so glede na njihovo kemično naravo vse soli razdeljene na:

• Kisla (vsebuje vodikov kation). Primer: NaHSO4.
• Bazična (ima hidrokso skupino). Primer: MgOHNO 3 , FeOHCL 2.
• Medij (sestoji samo iz kovinskega kationa in kislinskega ostanka). Primer: NaCL, CaSO 4.
• Dvojni (vključuje dva različna kovinska kationa). Primer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidroksokompleksi, akvakompleksi in drugi). Primer: K 2 .

Formule soli odražajo njihovo kemično naravo, govorijo pa tudi o kvalitativni in kvantitativni sestavi molekule.

Oksidi, soli, baze, kisline imajo različno topnost, kar je razvidno iz ustrezne tabele.

Če govorimo o stanju agregacije soli, potem morate opaziti njihovo enotnost. Obstajajo le v trdnem, kristaliničnem ali prahu. Barvna shema je precej raznolika. Raztopine kompleksnih soli imajo praviloma svetle nasičene barve.

Kemijske interakcije za razred srednjih soli

Imajo podobne kemijske lastnosti kot baze, kisline, soli. Oksidi se, kot smo že obravnavali, v tem dejavniku nekoliko razlikujejo od njih.

Za srednje soli lahko ločimo 4 glavne vrste interakcij.

I. Interakcija s kislinami (samo močne glede na ED) s tvorbo druge soli in šibke kisline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topnimi hidroksidi s pojavom soli in netopnih baz:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 topna sol + Cu(OH) 2 netopna baza

III. Interakcija z drugo topno soljo, da nastane netopna in topna sol:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s kovinami levo od tiste, ki tvori sol v EHRNM. V tem primeru kovina, ki vstopa v reakcijo, v normalnih pogojih ne bi smela komunicirati z vodo:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

To so glavne vrste interakcij, ki so značilne za srednje soli. Formule kompleksnih, bazičnih, dvojnih in kislih soli same po sebi govorijo o specifičnosti izraženih kemičnih lastnosti.

Formule oksidov, baz, kislin, soli odražajo kemično naravo vseh predstavnikov teh razredov anorganskih spojin, poleg tega pa dajejo predstavo o imenu snovi in ​​njenem fizične lastnosti. Zato je treba njihovemu pisanju posvetiti posebno pozornost. Ogromna raznolikost spojin nam ponuja na splošno neverjetno znanost – kemijo. Oksidi, baze, kisline, soli - to je le del velike raznolikosti.

Kislinski oksidi

Kislinski oksidi (anhidridi)- oksidi, ki kažejo kisle lastnosti in tvorijo ustrezne kisline, ki vsebujejo kisik. Tvorijo ga tipične nekovine in nekateri prehodni elementi. Elementi v kislih oksidih običajno kažejo oksidacijska stanja od IV do VII. Lahko medsebojno delujejo z nekaterimi bazičnimi in amfoternimi oksidi, na primer: kalcijevim oksidom CaO, natrijevim oksidom Na 2 O, cinkovim oksidom ZnO ali aluminijevim oksidom Al 2 O 3 (amfoterni oksid).

značilne reakcije

Kislinski oksidi lahko reagira z:

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

Kislinski oksidi je mogoče prejeti iz ustrezne kisline:

H 2 SiO 3 → SiO 2 + H 2 O

Primeri

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

Poglej tudi

Fundacija Wikimedia. 2010 .

Poglejte, kaj so "kislinski oksidi" v drugih slovarjih:

kovinski oksidi so spojine kovin s kisikom. Mnogi od njih se lahko kombinirajo z eno ali več molekulami vode, da tvorijo hidrokside. Večina oksidov je bazičnih, ker se njihovi hidroksidi obnašajo kot baze. Vendar pa nekateri ... ... Uradna terminologija

Oksidna (oksidna, oksidna) binarna spojina kemični element s kisikom v oksidacijskem stanju −2, v katerem je kisik sam vezan le na manj elektronegativni element. Kemični element kisik je drugi po elektronegativnosti ... ... Wikipedia

Skulptura, ki jo je prizadel kisli dež Kisel dež vse vrste meteoroloških padavin dež, sneg, toča, megla, žled, pri katerih pride do znižanja pH padavin zaradi onesnaženosti zraka s kislinskimi oksidi (običajno ... Wikipedia

Geografska enciklopedija

oksidi- Kombinacija kemičnega elementa s kisikom. Po kemijskih lastnostih so vsi oksidi razdeljeni na soli, ki tvorijo (na primer Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) in nesolne (na primer CO, N2O, NO, H2O). Oksidi, ki tvorijo soli, se delijo na ... ... Priročnik tehničnega prevajalca

OKSIDI- kem. spojine elementov s kisikom (zastarelo ime je oksidi); eden najpomembnejših razredov kem. snovi. O. nastanejo najpogosteje pri neposredni oksidaciji enostavnih in kompleksnih snovi. Npr. ko se ogljikovodiki oksidirajo, O. ... ... Velika politehnična enciklopedija

- (kisli dež), za katerega je značilna visoka vsebnost kislin (predvsem žveplove); pH vrednost<4,5. Образуются при взаимодействии атмосферной влаги с транспортно промышленными выбросами (главным образом серы диоксид, а также азота … Moderna enciklopedija

spojine elementov s kisikom. V kisiku je oksidacijsko stanje atoma kisika Ch2. Vse komunikacije pripadajo O. elementov s kisikom, razen tistih, ki vsebujejo atome O, povezane med seboj (peroksidi, superoksidi, ozonidi) in kom. fluor s kisikom ... ... Kemijska enciklopedija

Dež, sneg ali žled z visoko kislostjo. Kisle padavine so predvsem posledica izpustov žveplovih in dušikovih oksidov v ozračje pri zgorevanju fosilnih goriv (premog, nafta in zemeljski plin). Raztapljanje v…… Enciklopedija Collier

oksidi- povezava kemičnega elementa s kisikom. Po kemijskih lastnostih so vsi oksidi razdeljeni na soli, ki tvorijo (na primer Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7) in nesolne (na primer CO, N2O, NO, H2O). Oksidi, ki tvorijo sol ... ... Enciklopedični slovar metalurgije