Оксиды
Оксиды — соединения двух элементов, один из которых кислород в степени окисления -2.
Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды СО, SiO, N20, NO.
Солеобразующие оксиды:
Основные. Оксиды, гидраты которых являются основаниями. Оксиды металлов со степенями окисления +1 и +2 (реже +3). Примеры: Na2O — оксид натрия, СаО — оксид кальция, CuO — оксид меди (II), СоО — оксид кобальта (II), Bi2O3 — оксид висмута (III), Mn2O3 — оксид марганца (III).
Амфотерные. Оксиды, гидраты которых являются амфотерными гидроксидами. Оксиды металлов со степенями окисления +3 и +4 (реже +2). Примеры: Аl2O3 — оксид алюминия, Cr2O3 — оксид хрома (III), SnO2 — оксид олова (IV), МnO2 — оксид марганца (IV), ZnO — оксид цинка, ВеО — оксид бериллия.
Кислотные. Оксиды, гидраты которых являются кислородсодержащими кислотами. Оксиды неметаллов.
Примеры: Р2О3 — оксид фосфора (III), СO2 — оксид углерода (IV), N2O5 — оксид азота (V), SO3 — оксид серы (VI), Cl2O7 — оксид хлора (VII). Оксиды металлов со степенями окисления +5, +6 и +7.
Примеры: Sb2O5 — оксид сурьмы (V). СrОз — оксид хрома (VI), МnОз — оксид марганца (VI), Мn2O7 — оксид марганца (VII).
Изменение характера оксидов при увеличении степени окисления металла
| Изменение характера оксидов при увеличении с. о. металла | Cr+2O (осн.) | Cr+32O 3(амф.) | Cr+6O 3(кисл.) |
| Mn+2O (осн.) | Mn+4O2 (амф.) | Mn+6O3 (кисл.) | |
| Mn+32O3 (осн.) | Mn+72O 7 (кисл.) |
Оксиды бывают твердые, жидкие и газообразные, различного цвета. Например: оксид меди (II) CuO черного цвета, оксид кальция СаО белого цвета — твердые вещества. Оксид серы (VI) SO3 — бесцветная летучая жидкость, а оксид углерода (IV) СО2 — бесцветный газ при обычных условиях.
Агрегатное состояние
Твердые:
CaO, СuО, Li2O и др. основные оксиды; ZnO, Аl2O3, Сr2O3 и др. амфотерные оксиды; SiO2, Р2O5, СrO3 и др. кислотные оксиды.
Жидкие:
SO3, Cl2O7, Мn2O7 и др..
Газообразные:
CO2, SO2, N2O, NO, NO2 и др..
Растворимость в воде
Растворимые:
а) основные оксиды щелочных и щелочноземельных металлов;
б) практически все кислотные оксиды (исключение: SiO2).
Нерастворимые:
а) все остальные основные оксиды;
б) все амфотерные оксиды
в) SiO2
Химические свойства
1. Кислотно-основные свойства
Общими свойствами основных, кислотных и амфотерных оксидов являются кислотно-основные взаимодействия, которые иллюстрируются следующей схемой:
Пример:
(только для оксидов щелочных и щелочно-земельных металлов) (кроме SiO2).
Амфотерные оксиды, обладая свойствами и основных и кислотных оксидов, взаимодействуют с сильными кислотами и щелочами:
2. Окислительно — восстановительные свойства
Если элемент имеет переменную степень окисления (с. о.), то его оксиды с низкими с. о. могут проявлять восстановительные свойства, а оксиды с высокими с. о. — окислительные.
Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли восстановителей:
Окисление оксидов с низкими с. о. до оксидов с высокими с. о. элементов.
2C+2O + O2 = 2C+4O2
2S+4O2 + O2 = 2S+6O3
2N+2O + O2 = 2N+4O2
Оксид углерода (II) восстанавливает металлы из их оксидов и водород из воды.
C+2O + FeO = Fe + 2C+4O2
C+2O + H2O = H2 + 2C+4O2
Примеры реакций, в которых оксиды выступают в роли окислителей:
Восстановление оксидов с высокими с о. элементов до оксидов с низкими с. о. или до простых веществ.
C+4O2 + C = 2C+2O
2S+6O3 + H2S = 4S+4O2 + H2O
C+4O2 + Mg = C0 + 2MgO
Cr+32O3 + 2Al = 2Cr0 + 2Al2O3
Cu+2O + H2 = Cu0 + H2O
Использование оксидов малоактивных металлов дпя окисления органических веществ.
Некоторые оксиды, в которых элемент имеет промежуточную с. о., способны к диспропорционированию;
например:
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
Способы получения
1. Взаимодействие простых веществ — металлов и неметаллов — с кислородом:
4Li + O2 = 2Li2O;
2Cu + O2 = 2CuO;
S + O2 = SO2
4P + 5O2 = 2P2O5
2. Дегидратация нерастворимых оснований, амфотерных гидроксидов и некоторых кислот:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
H2SiO3 = SiO2 + H2O
3. Разложение некоторых солей:
4. Окисление сложных веществ кислородом:
CH4 + 2O2 = CO2 + H2O
4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
5.Восстановление кислот-окислителей металлами и неметаллами:
6. Взаимопревращения оксидов в ходе окислительно-восстановительных реакций (см. окислительно-восстановительные свойства оксидов).
Таблица оксидов.
Поделитесь информацией:
Оксиды: основные оксиды, кислотные оксиды, амфотерные оксиды:
Оксид (именуемые также окисел, окись) – это бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.
Химический элемент кислород по электроотрицательности находится на втором месте после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. Исключение составляет, например, дифторид кислорода OF2.
В зависимости от химических свойств различают:
— солеобразующие оксиды:
- основные оксиды. К ним относятся оксиды металлов, степень окисления которых +1, + 2;
- кислотные оксиды. К ним относятся оксиды металлов со степенью окисления +5, + 6, + 7, и оксиды неметаллов;
- амфотерные оксиды. К ним относятся оксиды металлов со степенью окисления +3, +4, и оксиды-исключения: ZnO, BeO, SnO, PbO;
— несолеобразующие оксиды: оксид углерода (II) СО, оксид азота (I) N2O, оксид азота (II) NO, оксид кремния (II) SiO и оксид серы (II) SO.
В зависимости от количества атомов элементов в оксиде, кроме кислорода различают:
— простые, включающие в молекулу атомы одного элемента, кроме кислорода, и находящихся в в одной степени окисления. Например, оксид лития Li2O.
— сложные оксиды, включающие в молекулу атомы двух и более элементов, кроме кислорода. Например, оксид лития-кобальта (III) Li2O·Co2O3;
— двойные оксиды, в которые атомы одного и того же элемента входят в двух или более степенях окисления. Например, оксид марганца (II, IV) Mn5O8. Во многих случаях такие оксиды могут рассматриваться как соли кислородсодержащих кислот.
Таблица оксидов (2 часть):
| 36 | Криптон | Kr | нет |
| 37 | Рубидий | Rb | Rb2O (оксид рубидия, окись рубидия) |
| 38 | Стронций | Sr | SrO (оксид стронция, окись стронция) |
| 39 | Иттрий | Y | Y2O3 (оксид иттрия, сесквиоксид иттрия) |
| 40 | Цирконий | Zr | ZrO2 (оксид циркония (IV), оксид циркония, диоксид циркония) |
| 41 | Ниобий | Nb | NbO (оксид ниобия (II), окись ниобия),
Nb2O3 (оксид ниобия (III), окись ниобия), NbO2 (оксид ниобия (IV), окись ниобия), Nb2O5 (оксид ниобия (V), окись ниобия) |
| 42 | Молибден | Mo | Mo2O3 (оксид молибдена (III), окись молибдена),
MoO2 (оксид молибдена (IV), окись молибдена), Mo2O5 (оксид молибдена (V), окись молибдена), MoO3 (оксид молибдена (VI), триоксид молибдена, триоксомолибден, молибдит) |
| 43 | Технеций | Tc | TcO2 (оксид технеция (IV), окись технеция (IV)),
Tc2O7 (оксид технеция (VII), окись технеция (VII)) |
| 44 | Рутений | Ru | Ru2O3 (оксид рутения (III), окись рутения (III), сесквиоксид рутения),
RuO2 (оксид рутения(IV), окись рутения (IV)), RuO4 (оксид рутения(VIII), тетраоксид рутения) |
| 45 | Родий | Rh | RhO (оксид родия (II), окисел родия),
Rh2O3 (оксид родия (III), сесквиоксид родия), RhO2 (оксид родия (IV), окисел родия) |
| 46 | Палладий | Pd | PdO (оксид палладия (II), окись палладия),
Pd2O3•n H2O (оксид палладия (III), окисел палладия), PdO2 (оксид палладия (IV), окисел палладия) |
| 47 | Серебро | Ag |
Ag2O (оксид серебра (I)),
Ag+1Ag+3O2 или Ag2O2 (оксид серебра (I,III), оксид серебра (III)-серебра (I), монооксид серебра, диоксид дисеребра) |
| 48 | Кадмий | Cd |
Cd2O (оксид кадмия (I)),
CdO (оксид кадмия (II)) |
| 49 | Индий | In | In2O (оксид индия (I), окись индия (I), гемиоксид индия, закись индия),
InO (оксид индия (II), окись индия (II)), In2O3 (оксид индия (III)) |
| 50 | Олово | Sn |
SnO (оксид олова (I), монооксид олова, олово окись (II), олово закись, олово одноокись),
SnO2 (оксид олова (IV), окись олова, двуокись олова, диоксид олова, касситерит), Sn3O4 |
| 51 | Сурьма | Sb | Sb2O3 (оксид сурьмы (III), сесквиоксид сурьмы, сурьмянистый ангидрид),
Sb2O5 (оксид сурьмы (V), пятиокись сурьмы, сурмяный ангидрид), Sb2O4 или SbIIISbVO4 (тетраоксид сурьмы, диоксид сурьмы) |
| 52 | Теллур | Te | TeO2 (оксид теллура (IV), диоксид теллура, теллурит, двуокись теллура, ангидрид теллуристой кислоты),
TeO3 (оксид теллура (VI), триоксид теллура, трёхокись теллура, ангидрид теллуровой кислоты), Te2O5, Te4O9 |
| 53 | Йод | I | I+12O (монооксид дийода),
I+2O (монооксид йода), I+4O2 (диоксид йода), I+3, +52O4 или I+3O(I+5O3) или (I+3, +5O2)2 (тетраоксид дийода, иодноватокислый йод), I+52O5 или O(IO2)2(оксид йода (V), пентаоксид дийода, иодноватый ангидрид), I+3, +54O9 или I+3(I+5O3)3 или I+3(OI+5O2)3 (иодат йода (III), иодноватокислый йод, нонаоксид тетрайода) |
| 54 | Ксенон | Xe | XeO2 (оксид ксенона (IV), диоксид ксенона),
XeO3 (триоксид ксенона), XeO4 (тетраоксид ксенона) |
| 55 | Цезий | Cs | Cs2O (оксид цезия, окись цезия) |
| 56 | Барий | Ba | BaO (оксид бария, окись бария, безводный барит) |
| 57 | Лантан | La | La2O3 (оксид лантана (III), сесквиоксид лантана) |
| 58 | Церий | Ce | Ce2O3 (оксид церия (III)),
CeO2 (оксид церия (IV), диоксид церия, двуокись церия) |
| 59 | Празеодим | Pr | PrO (оксид празеодима (II), монооксид празеодима),
Pr2O3 (оксид празеодима (III), сесквиоксид празеодима), PrO2 (оксид празеодима (IV), окись празеодима), Pr6O11 (оксид празеодима (III, IV), ундекаоксид гексапразеодима) |
| 60 | Неодим | Nd | NdO (оксид неодима (II), окисел неодима),
Nd2O3 (оксид неодима (III), сесквиоксид неодима) |
| 61 | Прометий | Pm | Pm2O3 (оксид прометия (III), сесквиоксид прометия) |
| 62 | Самарий | Sm | SmO (оксид самария (II), монооксид самария, окись самария),
Sm2O3 (оксид самария (III), сесквиоксид самария, окись самария) |
| 63 | Европий | Eu | EuO (оксид европия (II), монооксид европия, окись европия),
Eu3O4 или или EuO•Eu2O3 (оксид европия (II,III)), Eu2O3 (оксид европия (III)) |
| 64 | Гадолиний | Gd | Gd2O3 (оксид гадолиния (III), окись гадолиния) |
| 65 | Тербий | Tb | Tb2O3 (оксид тербия (III), трехокись тербия, триоксид тербия),
Tb4O7 (оксид тербия (III, IV), гептаоксид тетратербия), TbO2 (оксид тербия (IV), диоксид тербия), Tb6O11 |
| 66 | Диспрозий | Dy | Dy2O3 (оксид диспрозия (III), окись диспрозия, триоксид диспрозия) |
| 67 | Гольмий | Ho | Ho2O3 (оксид гольмия (III), окись гольмия) |
| 68 | Эрбий | Er | Er2O3 (оксид эрбия (III), окись эрбия, триоксид эрбия) |
| 69 | Тулий | Tm | Tm2O3 (оксид тулия (III), сесквиоксид тулия) |
| 70 | Иттербий | Yb | Yb2O3 (оксид иттербия (III), окись иттербия , сесквиоксид иттербия) |
Как они образовались?
Как объяснялось выше, кислые оксиды образуются после связывания неметаллического катиона с кислородным дианионом (О 2- ).
Этот тип соединения наблюдается в элементах, расположенных справа от периодической таблицы (металлоиды обычно генерируют амфотерные оксиды), а также в переходных металлах в состояниях с высоким окислением.
Очень распространенным способом образования неметаллического оксида является разложение тройных соединений, называемых оксикислотами, которые образуются из неметаллического оксида и воды..
Именно по этой причине неметаллические оксиды также называют ангидридами, поскольку они представляют собой соединения, которые характеризуются потерей молекулы воды во время их образования..
Например, в реакции разложения серной кислоты при высоких температурах (400 ° С) Н2SW4 он разлагается до такой степени, что полностью превращается в пар SO3 и H2Или, согласно реакции: H2SW4 + Жара → СО3 + H2О
Другим способом образования неметаллических оксидов является прямое окисление элементов, как в случае диоксида серы: S + O2 → ТАК2
Это также происходит при окислении углерода азотной кислотой с образованием диоксида углерода: C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2О
Оксиды. Классификация, свойства, получение, применение
Оксиды — это неорганические соединения, состоящие из двух химических элементов, одним из которых является кислород в степени окисления -2. Единственным элементом, не образующим оксид, является фтор, который в соединении с кислородом образует фторид кислорода. Это связано с тем, что фтор является более электроотрицательным элементом, чем кислород.
Данный класс соединений является очень распространенным. Каждый день человек встречается с разнообразными оксидами в повседневной жизни. Вода, песок, выдыхаемый нами углекислый газ, выхлопы автомобилей, ржавчина — все это примеры оксидов.
Классификация оксидов
Все оксиды, по способности образовать соли, можно разделить на две группы:
- Солеобразующие оксиды (CO2, N2O5,Na2O, SO3 и т. д.)
- Несолеобразующие оксиды(CO, N2O,SiO, NO и т. д.)
В свою очередь, солеобразующие оксиды подразделяют на 3 группы:
- Основные оксиды — (Оксиды металлов — Na2O, CaO, CuO и т д)
- Кислотные оксиды — (Оксиды неметаллов, а так же оксиды металлов в степени окисления V-VII — Mn2O7,CO2, N2O5, SO2, SO3 и т д)
- Амфотерные оксиды (Оксиды металлов со степенью окисления III-IV а так же ZnO, BeO, SnO, PbO)
Данная классификация основана на проявлении оксидами определенных химических свойств. Так, основным оксидам соответствуют основания, а кислотным оксидам — кислоты.
Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием соответствующей соли, как если бы реагировали основание и кислота, соответствующие данным оксидам:Аналогично, амфотерным оксидам соответствуют амфотерные основания, которые могут проявлять как кислотные, так и основные свойства:Химические элементы проявляющие разную степень окисления, могут образовывать различные оксиды. Чтобы как то различать оксиды таких элементов, после названия оксиды, в скобках указывается валентность.
CO2 – оксид углерода (IV)
N2O3 – оксид азота (III)
Физические свойства оксидов
Оксиды весьма разнообразны по своим физическим свойствам. Они могут быть как жидкостями (Н2О), так и газами (СО2, SO3) или твёрдыми веществами (Al2O3, Fe2O3). Приэтом оснОвные оксиды, как правило, твёрдые вещества. Окраску оксиды также имеют самую разнообразную — от бесцветной (Н2О, СО) и белой (ZnO, TiO2) до зелёной (Cr2O3) и даже чёрной (CuO).
Химические свойства оксидов
Некоторые оксиды реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов (оснований):Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей:Аналогично реагируют и с кислотами, но с выделением воды:Оксиды металлов, менее активных чем алюминий, могут восстанавливаться до металлов:
Кислотные оксиды в реакции с водой образуют кислоты:Некоторые оксиды (например оксид кремния SiO2) не взаимодействуют с водой, поэтому кислоты получают другими путями.
Кислотные оксиды взаимодействуют с основными оксидами, образую соли:Таким же образом, с образование солей, кислотные оксиды реагируют с основаниями:Если данному оксиду соответствует многоосновная кислота, то так же может образоваться кислая соль:Нелетучие кислотные оксиды могут замещать в солях летучие оксиды:
Как уже говорилось ранее, амфотерные оксиды, в зависимости от условий, могут проявлять как кислотные, так и основные свойства. Так они выступают в качестве основных оксидов в реакциях с кислотами или кислотными оксидами, с образованием солей: И в реакциях с основаниями или основными оксидами проявляют кислотные свойства:
Получение оксидов
Оксиды можно получить самыми разнообразными способами, мы приведем основные из них.
Большинство оксидов можно получить непосредственным взаимодействием кислорода с химических элементом: При обжиге или горении различных бинарных соединений:Термическое разложение солей, кислот и оснований :Взаимодействие некоторых металлов с водой:
Применение оксидов
Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.
Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.
Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.
Оксид углерода CO2, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.
Применение оксидов
Оксиды крайне распространены по всему земному шару и находят применение как в быту, так и в промышленности. Самый важный оксид — оксид водорода, вода — сделал возможной жизнь на Земле. Оксид серы SO3 используют для получения серной кислоты, а также для обработки пищевых продуктов — так увеличивают срок хранения, например, фруктов.
Оксиды железа используют для получения красок, производства электродов, хотя больше всего оксидов железа восстанавливают до металлического железа в металлургии.
Оксид кальция, также известный как негашеная известь, применяют в строительстве. Оксиды цинка и титана имеют белый цвет и нерастворимы в воде, потому стали хорошим материалом для производства красок — белил.
Оксид кремния SiO2 является основным компонентом стекла. Оксид хрома Cr2O3 применяют для производства цветных зелёных стекол и керамики, а за счёт высоких прочностных свойств — для полировки изделий (в виде пасты ГОИ).
Оксид углерода CO2, который выделяют при дыхании все живые организмы, используется для пожаротушения, а также, в виде сухого льда, для охлаждения чего-либо.
Физические и химические свойства
Свойства оксидов физического характера определяются структурой их строения. Окислам металлов присуще ионное строение, что определяет и их свойства. Чаще всего это твердые вещества самых разных окрасок. Не растворяются в воде, за исключением соединений щелочных и щелочноземельных металлов. Имеют высокие температуры кипения и плавления. Другие свойства определяются их составом.
Вещества, образованные неметаллическими элементами, чаще всего имеют молекулярный вид строения и более разнообразны по агрегатному состоянию — встречаются жидкие, газообразные и твердые оксиды. К жидкостям относятся:
- вода;
- азотистый ангидрид N203 синего цвета;
- бесцветный и токсичный триоксид серы S03;
- зеленовато-бурый или красный Mn207;
- дихлорогептаоксид Cl207.
Окиси серы, углерода и азота при нормальных условиях находятся в газообразном состоянии. Главные химические свойства основных оксидов:
- Способность реагировать с водой до образования щелочи. Известная реакция гашения извести — CaO быстро и с теплоотдачей реагирует с водой, превращаясь в гидроксид кальция или гашеную известь.
- Химическое взаимодействие между окислами и кислотами приводят к образованию соли и воды. Если известь смешать с серной кислотой, то получится CaSO4, проще говоря — гипс.
- Вступление в реакцию с кислотными оксидами до получения соли. При взаимодействии извести с углекислым газом получается CaCO3, т. е. обычный мел.
Разные соединения имеют и уникальные свойства. CuO при сплавлении с основаниями, т. е. когда смесь веществ дополнительно нагревают, образует купраты (двойные соли меди и другого металла). Это говорит о слабовыраженных амфотерных свойствах окиси меди.
FeO распадается при среднем нагревании, но если продолжать поднимать температуру, то получатся оксид Fe3O4 и железо. Может вступать в реакцию с сероводородом и восстанавливаться водородом и коксом. BaO при нагревании до 600 градусов переходит в пероксид бария и может восстановиться до металла при повышении температуры с цинком, магнием и кремнием.
Кислотные оксиды также хорошо реагируют с водой, взаимодействуют с основаниями и основными оксидами. Углекислый газ, растворяясь в воде, образует слабую угольную кислоту, ее применяют для газирования воды, при этом происходит обратная реакция. Диоксид углерода, вступая в реакцию с едким натром NaOH, образует соль угольной кислоты, известную в обиходе как кальцинированная сода. Из углекислого газа получается и так называемая горькая соль MgCO3, для этого нужно соединить CO2 и MgO.
Соли
С представителями этого класса веществ вы сталкиваетесь каждый день на кухне, дома, на улице, в школе и в сельском хозяйстве.
Общей чертой всех этих веществ является то, что они содержат атомы металла и кислотный остаток. Именно в этом смысле мы определяем этот класс.
Средние соли являются продуктом полного обмена между веществами, содержащими атомы металла, и кислотным остатком (KO) (помните, что это часть чего-то, что не может существовать отдельно).
Выше мы рассмотрели 3 класса соединений. Теперь попробуем подобрать комбинации для производства соли в зависимости от типа реакции обмена.
Чтобы составить название солей, нужно дать название кислотного остатка и в общем случае добавить название металла.
Ca(NO3)2— Нитрат кальция (Ti), CuSO4— сульфат меди(II).
Я уверен, что многие из вас что-то собирали: машины, куклы, фантики, чтобы получить недостающую модель, которую вы обменяли у кого-то другого. Давайте применим этот принцип и к приобретению солей. Например, для получения сульфата натрия необходимо 2 моль щелочи и 1 моль кислоты. Если предположить, что в наличии имеется только 1 моль NaOH, как будет протекать реакция? Один атом водорода занимает место натрия, а второй H лишен Na. То есть, неполный обмен между кислотой и основанием приводит к образованию кислых солей. Их название не отличается от обычного, добавляется только префикс hydro.
Однако бывают случаи, когда атомов водорода не хватает для связывания групп OH. Результатом этого дефицита являются основные соли. Предположим, что реакция происходит между Ba(OH)2и HCl. Для связи двух гидроксильных групп необходимы два гидрогена, но предположим, что их мало, т.е. 1. Реакция протекает по этой схеме.
Комплексные соли с их неупорядоченным внешним видом, т.е. квадратными скобками, представляют особый интерес и вызывают некоторые трудности:K3Fe(CN)6или Ag(NH(NH)3)2Кл. Но, как говорится, волк не так плох, как его выставляют. Соли состоят из катионов (+) и анионов (-), что справедливо и для комплексных солей.
Комплексный ион образуется элементом, образующим комплекс, обычно атомом металла, окруженным лигандами.
Источник
Теперь дело за тем, чтобы дать название этому виду соли.
Мы постараемся использовать имя K3Fe(CN)6. Существует основной принцип: чтение идет справа налево. Число лигандов и их роль, которую играют цианогруппы CN — равно 6 — приставка гекса. Комплексообразующим агентом являются ионы железа. Поэтому вещество называется гексацианоферрат (III) (был) калия.
Применение оксидов
Многие оксиды нашли разнообразное применение в различных сферах деятельности человека. Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO практически нерастворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных осадков. Фармацевты делают из него вяжущий и подсушивающий порошок для наружного применения.
Такими же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO2. Он тоже имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO2 не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической посуды. TiO2 добавляют в качестве наполнителя в мыло, лекарственные препараты, которые выпускаются в виде таблеток.
Оксид хрома (III) – Cr2O3 – кристаллы темно-зеленого цвета (см. рисунок 138, а), нерастворимые в воде. Cr2O3 используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики. Применяется для шлифовки и полировки оптики, металлических изделий, в ювелирном деле.
Благодаря нерастворимости и прочности оксида хрома (III) его используют и в полиграфических красках (например, для окраски денежных купюр). Вообще, оксиды многих металлов применяются в качестве пигментов для самых разнообразных красок, хотя это далеко не единственное их применение Оксиды неметаллов так же имеют широкое применение. Углекислый газ, или оксид углерода (IV) – CO2 применяется как наполнитель углекислотных огнетушителей, так как данный оксид негорюч. Сернистый газ, или оксид серы (IV) – SO2 применяется в качестве дезинфицирующего вещества для зернохранилищ. Как вы уже заметили, множество химических веществ имеют тривиальные названия. Ниже приведены тривиальные названия некоторых оксидов:
| Химическая формула | Химическое название | Тривиальное название |
| СО | Оксид углерода (II) | Угарный газ |
| СО2 | Оксид углерода (IV) | Углекислый газ |
| SO2 | Оксид серы (IV) | Сернистый газ |
| Al2O3 | Оксид алюминия | Глинозём |
| СаО | Оксид кальция | Негашеная известь |
- Оксиды – бинарные соединения, в состав которых входит химический элемент кислород
- Оксиды известны для всех химических элементов, встречающихся в природе, кроме гелия, неона, аргона
- Общая формула оксидов R2Ox
- В названии оксида нужно указывать валентность образующего оксид химического элемента, если она переменная
- Оксиды существуют во всех трех агрегатных состояниях, имеют разнообразную окраску и отличаются по строению
Интересное об оксидах
Причиной эффекта собачьей пещеры в Италии является оксид углерода СО2. Он тяжелее воздуха, поэтому получается так, что газ в пещере как раз покрывает собачью голову. Невысокие животные гибнут от удушья за несколько минут. А за счёт своего роста человек может легко пройти по ней.
В 1890 году парусное судно «Малборо» направлялось в Англию из Новой Зеландии. На борту было 23 члена экипажа и несколько пассажиров. В Англию судно не прибыло. Лишь через 23 года корабль появился вновь возле Огненной Земли. Шёл на всех парусах и оказался абсолютно не повреждённым. Оказывается, что причиной гибели людей стало извержение вулкана на острове Мартиника. Вулканические газы содержали 1,6% СО.
СО не растворяется в воде, не обладает запахом, определить его сложно. А на людей и животных воздействует, как яд. При этом для некоторых видов рыб он не опасен, хотя китоподобные могут погибнуть и при очень небольшой концентрации газа в воздухе. Холоднокровные, например жабы, могут переносить концентрацию СО в 1000 раз большую, чем теплокровные.
