Основные классы неорганических соединений реферат

Обновлено: 05.07.2024

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ. Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких другихвеществ.

Неорганические вещества
Простые
Металлы

Неметаллы
Сложные
Оксиды

Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества,проявляющие двойственные свойства.
Аллотропия
Аллотропия - способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам.
С - алмаз, графит, карбин.
O- кислород, озон.
S - ромбическая, моноклинная, пластическая.
P - белый, красный, чёрный.
Явление аллотропии вызывается двумя причинами:
1) Различным числом атомов в молекуле, напримеркислород O2 и озон O3
2) Образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
ОСНОВАНИЯ
Основания - сложные вещества, в которых атомы металловсоединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионыметалла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).
Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот.
Получение
1. Реакции активныхметаллов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

2Na + 2H2O  2NaOH + H2
Ca + 2H2O  Ca(OH)2 + H2
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

BaO + H2O  Ba(OH)2
3.Электролиз водных растворов солей

2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2

Химические свойства
Щёлочи
Нерастворимые основания
1. Действие на индикаторы.
лакмус -.

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Шилов Дмитрий Алексеевич

Учитель химии: Воронаев Иван

Основные классы неорганических веществ…………..3 стр.

Простые вещества………………………………………. 4 стр.

Бинарные соединения……………………………………12 стр.

Список литературы………………………………………14 стр.

Введение

Классификация неорганических веществ базируется на их химическом составе – наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нём и в каком числовом отношении для их атомов. Символы и названия химических элементов приведены в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые – в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом вы периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIII А-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr , Xe и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы He , Ne , Ar химически инертны).

Основные классы неорганических веществ . Соответственно делению элементов классифицируют простые вещества, одноэлементные по составу и представляющие собой формы нахождения элементов в свободном виде. Все двух- и многоэлементные вещества называют сложными веществами, а многоатомные простые вещества и все сложные вещества вместе – химическими соединениями (в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями).

Классификация сложных веществ первых трёх классов по составу основана на обязательном наличии в них самого распространённого в природе элемента – кислорода, и на самом распространённом соединении кислорода – воде.

Первый класс сложных веществ – это оксиды, соединения катионов элементов (реальных или формальных) с кислородом (- II ); их общая формула Э _х О _у . К оксидам не относятся соединения кислорода с фтором (простейшее из них О - II F ₂ - I ), а также пероксиды и надпероксиды ( Na ₂ O ₂ , KO ₂ ), включающие анионы из химически связанных атомов кислорода О ₂ 2- и О ₂ - .

Второй класс сложных веществ – гидроксиды, получающиеся при соединении оксидов с водой (чаще формально, реже реально). По химическим свойствам различают кислотные (Н _х ЭО _у ), основные и амфотерные [ M ( OH ) _n ] гидроксиды, соответствующие кислотным, основным и амфотерным оксидам.

Третий класс сложных веществ – соли, продукты взаимодействия (реального и формального) гидроксидов. Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют кислородсодержащие соли, имеющие общую формулу М _х (ЭО _у ) _n и состоящих из катионов М n + и анионов (кислотных остатков) ЭО _у х- . Такие соли называют средними солями, а если они содержат два химически разных катиона – двойными. При наличии водорода в составе кислотного остатка соли называются кислыми, а при наличии гидроксогрупп ОН – (иногда и ионов О 2– ) – основными солями.

Четвёртый класс сложных веществ – бинарные соединения, их существование и образование логически не вытекает из цепочки первых трёх классов (оксиды – гидроксиды – соли). Классификация бинарных соединений не связана с наличием в них кислорода (– II ) и не основана на соединении такого кислорода – воде. Фактически это обширный класс сложных неорганических веществ, не относящихся к оксидам, гидроксидам и солям и имеющих разнообразные химические свойства.

Неорганические вещества – соединения, образуемые всеми химичес-кими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Неорганические вещества делятся по химическому составу на простые и сложные.

Металлы – простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:

I А-группа Li , Na , K, Rb, Cs

IIA -группа Mg , Ca , Sr , Ba

При обычных условиях все металлы (за исключением ртути) – твёрдые вещества с характерным металлическим блеском. Большинство металлов имеют серебристо-белый цвет, хотя и есть исключения. Так медь – металл розово-красного цвета, золото – жёлтого. Многие физические свойства металлов изменяются в широких пределах. Например, осмий (самый тяжелый металл) имеет плотность в 42 раза большую, чем литий (самый лёгкий металл). В больших интервалах меняются температуры плавления металлов: наибольшая она у вольфрама (3420 о С), наименьшая – у ртути (–38,9 о С). Взаимодействуют с неметаллами с образованием бинарных соединений, то есть веществ, состоящих из двух элементов. Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):

2М + 2Н ₂ О = 2МОН + Н _2(г) (М = Li , Na , K, Rb, Cs)

М + 2Н ₂ о = М(ОН) ₂ + Н _2(г) (М = Mg , Ca , Sr , Ba )

Простые вещества элементов Cu , Ag , Ni также относят к неметаллам, так как у их оксидов CuO , Ag ₂ O , NiO и гидроксидов Cu ( OH ) ₂ , Ni ( OH ) ₂ преобладают основные свойства.

Неметаллы. Простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы:

VIIA - группа F ₂ , Cl ₂ , Br ₂ , I ₂

VIA - группа O ₂ , S, Se

VA - группа N ₂ , P , As

IVA - группа С, Si

При обычных условиях они могут быть газами (водород, кислород, гелий, хлор), жидкостями (бром), твёрдыми веществами (углерод, сера, фосфор). Неметаллы, находящиеся в твёрдом состоянии, как правило хрупкие. Характерными свойствами неметаллов являются низкие теплопроводность и электропроводность. Неметаллы образуют простые вещества, молекулы которых могут быть одноатомными (Не, Ne и другие благородные газы), двухатомными (Н ₂ , О ₂ , I ₂ ), многоатомными ( O ₃ , P ₄ , S ₈ ), полимерными ( S _х , Р _х ). Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.

Амфигены. Амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены:

VII -группа Ве

VI Б-группа Cr

II Б-группа Zn

IIIA -группа Al , Ga

IVA -группа Ge , Sn , Pb

Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.

Аэрогены. Благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA -группы: He , Ne , Ar , Kr , Хе, Rn . Из них He , Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr , Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицатель-ностью.

Сложные вещества . Образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам на: оксиды, гидроксиды, соли, бинарные соединения.

I . Оксиды . Оксид – это соединение какого-либо элемента с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (- II ). Оксиды делятся по составу и химическим свойствам на: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные, двойные) и несолеобразующие (пероксиды безразличные, солеобразные,).

Основные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Из типичных металлов только Li , Mg , Ca , Sr образуют оксиды Li ₂ О, Mg О, Ca О, Sr О при сжигании на воздухе. Оксиды Na ₂ O , K ₂ O , Rb ₂ О, Cs ₂ О и Ва ₂ О получают другими способами. К основным оксидам относят также CuO , Ag ₂ O и NiO . Получение основных оксидов:

2 Mg + O ₂ = 2 MgO

2 Cu + О ₂ = 2 Cu О.

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na ₂ О, К ₂ О крайне труднодоступны.

2С uS + 3 O ₂ = 2 CuO + 2 SO ₂

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

Cu(OH) ₂ = CuO + H ₂ O ( при t o )

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

Разложение солей кислородсодержащих кислот

ВаСО ₃ = ВаО + СО ₂ (при t o )

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

3CuO + 2NH ₃ = 3Cu + N ₂ + 3H ₂ O ( при t o )

Кислотные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

2ZnS + 3O ₂ = 2ZnO + 2SO ₂ ( при t o )

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий, как ангидридов кислот – продуктов отщепления воды от соответствующих кислот => СО ₂ – ангидрид угольной кислоты, а SO ₃ – ангидрид серной кислоты. Из типичных неметаллов только S , Se , P , As , С, Si образуют оксиды S О ₂ , Se О ₂ , Р ₂ О ₅ , As ₂ О ₃ , СО ₂ , и Si О ₂ при сжигании в воздухе. Остальные кислотные оксиды получают другими способами.

И с к л ю ч е н и е: у оксидов NO ₂ и CIO ₂ нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO ₂ и CIO ₂ реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а CIO ₂ и с водой, образуя две кислоты: а) 2 NO ₂ + 2 N аОН = N а NO ₂ + NaNO ₃ + Н ₂ О

б) 2 CIO ₂ + 2 N аОН(хол.) = N а CIO ₂ + N а CIO ₃ + Н ₂ О

Оксиды CrO ₃ и Mn ₂ O ₇ (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, щелочами:

Кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции:

Амфотерные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Типичные амфигены (кроме G а) при сжигании на воздухе образуют оксиды ВеО, Cr ₂ О ₃ , Zn О, Al ₂ О ₃ , Ge О ₂ , Sn О ₂ , Pb О; амфотерные оксиды Ga ₂ О ₃ , Sn О, Pb О ₂ получают другими способами. Обладают двойственной природой: они одновременно способны вступать в реакции, в которых выступают как основные, так и как кислотные оксиды, то есть реагируют как с кислотами, так и с щелочами:

Al ₂ O ₃ + 2 NaOH + 3Н ₂ О = 2 Na [ Al ( OH ) ₄ ]

К числу амфотерных оксидов относится оксид алюминия ( III ) Al ₂ O ₃ , оксид хрома ( III ) Cr ₂ O ₃ , оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO , оксид железа ( III ) Fe ₂ O ₃ и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода Н ₂ О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства).

Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворённых в ней солей

Cu 2+ + Н ₂ О = Cu ( OH ) + + H +

Двойные оксиды. Образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:

(Fe II Fe ₂ III )O ₄ , (Pb ₂ II Pb IV )O ₄ , (MgAl ₂ )O ₄ , (CaTi)O ₃

Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.

Несолеобразующие оксиды . Несолеобразующие оксиды – это оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов). К таким оксидам относятся: СО, NO , N ₂ O , SiO , S ₂ О и др.

Рассмотрим несолеобразующие оксиды на примере оксида углерода ( II ) СО – угарного газа. Формальная степень окисления углерода 2+ не отражает строение молекулы СО. Оксид углерода является несолеобразующим и не взаимодействует в обычных условиях с водой, кислотами и щелочами. Пероксиды. Щелочные металлы образуют пероксидные соединения – соединения, в которых имеются химические связи кислород – кислород. Связь О – О не прочна, поэтому пероксиды неустойчивые соединения, легко разлагающиеся. Склонность к образованию таких соединений и их устойчивость возрастают от лития к цезию. Щелочные металлы образуют пероксиды состава Ме ₂ О ₂ и надпероксиды МеО ₂ , где Ме – щелочной металл. Пероксиды щелочных металлов разлагаются водой с выделением кислорода:

Действием кислот на пероксиды щелочных металлов можно получить пероксид водорода:

II Гидроксиды . Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН – в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона ОН – даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами O - II H , могут содержать также кислород O - II . В гидроксидах

степень окисления элемента всегда положительная (от + I до + VIII ). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам на основные, кислотные и амфотерные.

Основные гидроксиды (основания) . Образованы элементами с металлическими свойствами. Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

Ме ₂ О + Н ₂ О = МеОН (Ме = Li , Na , K, Rb, Cs)

МеО + Н ₂ О = Ме(ОН) ₂ (Ме = Ca, Sr, Ba)

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки по правилу валентности с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.

Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

Содержание

1.Классификация неорганических веществ
1.1 Основания
1.2 Оксиды
1.3 Кислоты
1.4 Соли
2. Номенклатура неорганических соединений

Прикрепленные файлы: 1 файл

1 реферат.docx

Харьковская Медицинская Академия Последипломного Образования

Студентка II курса

1.Классификация неорганических веществ

1.1 Основания
1.2 Оксиды
1.3 Кислоты
1.4 Соли

2. Номенклатура неорганических соединений

1.КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.

Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH₄ + ) и гидроксид - анионы OH - ).

Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные ос нования проявляют также свойства слабых кислот.

1. Реакции активных металлов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

3. Электролиз водных растворов солей

1. Действие на индикаторы.

2. Взаимодействие с кислотными оксидами.

3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)

4. Обменная реакция с солями

5. Термический распад.

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

Основные
-это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1, +2
Na₂O; MgO; CuO

Амфотерные
(обычно для металлов со степенью окисления +3, +4). В качестве гидратов им соответствуют амфотерные гидроксиды
ZnO; Al₂O₃; Cr₂O₃; SnO₂

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:

1. Взаимодействие с водой

2. Взаимодействие с кислотой или основанием:

При реакции с кислотой

образуется соль и вода

При реакции с основанием

образуется соль и вода

Амфотерные оксиды взаимодействуют

с кислотами как основные:

с основаниями как кислотные:

3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к солям.

4. Восстановление до простых веществ:

Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H + ).

1. По составу: бескислородные и кислородсодержащие.

2. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные.

HCl - хлористоводородная (соляная)

HF - фтористоводородная (плавиковая)

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):

2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного продукта в воде (для бескислородных кислот):

3. Реакциями обмена соли с кислотой

в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более сильными кислотами:

1. Действие на индикаторы.

2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):

3. Взаимодействие с основными оксидами:

4. Взаимодействие с металлами:

(металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, кислоты-неокислители).

5. Взаимодействие с солями (реакции обмена), при которых выделяется газ или образуется осадок:

Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH₄ + )

Кислые. При диссоциации дают катионы металла (NH₄ + ), ионы водорода и анионы кислотного остатка.

Продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.

Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.

Zn(OH)Cl « [Zn(OH)] + + Cl - « Zn 2+ + OH - + Cl -

Продукты неполного замещения групп OH соответствующего основания на кислотные остатки.

Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион.

Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами:

CaOCl₂ « Ca 2+ + Cl - + OCl -

Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы.

2. Номенклатура неорганических соединений

Систематическое название неорганического соединения читается справа налево по изображенной формуле, записанной по определенным правилам, согласно которым на первое место всегда ставится электроположительная, а на второе – электроотрицательная составляющая.

В бинарных соединениях неметаллов на первое место ставится тот элемент, символ которого стоит раньше в следующем ряду:

Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F;

В соединениях металлов друг с другом (интерметаллидах) символы элементов указываются в порядке роста электроотрицательности: FeNi₃, MgZn, Al₄Cu₉.

Количество одинаковых атомов или атомных групп в формуле указывается арабскими цифрами в виде правого нижнего индекса в круглых, квадратных или фигурных *) скобках; нормальный порядок для скобок – <[( )]>:

В кристаллогидратах число молекул воды указывается арабскими цифрами:

Фигурные скобки обычно используются в формулах координационных соединений, поскольку комплексный ион или нейтральное координационное соединение непременно заключается в квадратные скобки; рекомендуемый порядок скобок [( )], [<( )>], [<[( )]>], например,

Одноатомные катионы называют по русскому названию элемента в родительном падеже и указанием степени окисления в скобках в виде арабской (+n) или римской цифры: Au + – катион золота (+I), Au 3+ – катион золота (+III), P 5+ – катион фосфора (+V).

Указание степени окисления опускают, если возможен только один катион: K + – катион калия, Ba 2+ – катион бария.

Некоторые многоатомные анионы имеют собственное название: OH - – гидроксид, N₃ - – азид, CN - – цианид, C₂ 2 - – ацетиленид.

Файлы: 1 файл

Реферат.docx

Все вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества разделяют на металлы и неметаллы (металлоиды). Последние существуют в твердом (сера, кремний, йод и т д), жидком (бром), газообразном (хлор, кислород, водород) состояниях. Сложные неорганические вещества подразделяются на следующие классы: оксиды, основания, соли и кислоты.
Оксиды - это соединения элементов с кислорода со степенью окисления (-2), причем атомы кислорода не связываются между собой, например: СО2-оксид углерода (И V).
Если связь между двумя атомами кислорода существует, то это пероксиды, например: Н2О2 или Н-О-О-Н.
В свою очередь, оксиды делятся на солетвирни и несолетвирни. Оксиды, которые не образуют солей, называют несолетвирнимы, в частности это: СО, КО, био, К2О - их мало. Солетвирних - много. Солетвирни делятся на: а) основные, б) кислотные, в) амфотерные.
а) основные оксиды - это такие соединения, которые с водой образуют основы. Связь ионный. Твердые вещества. В основном, к ним относятся оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов I и II групп, соответственно: Ка2О, СаО и др.. Все они взаимодействуют с водой
К2О + Н2О ^ 2КаОН, СаО + Н2О ^ Са (ОН) 2.
С кислотами взаимодействуют с образованием солей и воды:
СаО + НС1 ^ СаС12 + Н2О.
Основные оксиды взаимодействуют с кислотными, образуя соли
СаО + БО3 ^ СаБО4, ВаО + С12Оу ^ Ва (С1О4) 2.
б) кислотные оксиды - это такие вещества, которые при взаимодействии с водой образуют кислоту. Их еще называют ангидридами кислот: БО2, БО3, Р2О3, СО2., СгО3, Мп2О7 и др..
Связь - ковалентная полярная. Агрегатное состояние - разное, например: (жидкость) БО3 + Н2О ^ Н2БО4 - сернистая кислота, (твердое тело) Р2О3 + 3Н2О ^ 2Н3РО3 - фосфорная кислота, газ) N02 + Н2О ^ HN02 + HN03 - Нитритная и нитратная кислоты, соответственно.
Кислотные оксиды взаимодействуют со щелочами, в результате чего образуются соль и вода: S02 + 2ШОН ^ Na2SO3 + Н2О.
Они взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием солей, например: Р2О5 + СаО ^ Са (РО3) 2 - метафосфат кальция.
в) амфотерные оксиды - это такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства или основных, или кислотных оксидов. К ним относятся оксиды некоторых металлов главных подгрупп (алюминия, бериллия) и побочных подгрупп, но в промежуточных степенях окисления (А12О3, ZnO, СИО, МпО2, Бе2О3). Связь ионно-ковалентная. Все они твердые. Амфотерные оксиды с водой непосредственно не взаимодействуют. С кислотами и щелочами дают различные соли
ZnO + 2НС1 ^ ZnC12 + Н2О, А12О3 + 6HNO3 ^ 2A1 (NO) 3 + 3Н2О,
ZnO + 2NaOH ^ NaZnO2 + Н2О, А12О3 + 2ШОН ^ 2NаА1O2 + Н2О, Бе2Оз +2 NаOH ^ 2NаFеO2 + Н2О.
Основные и кислотные оксиды имеют противоположные свойства. Оксиды получают или взаимодействием веществ с кислородом, или разложением сложных веществ.

Читайте также: