Perusoksidit

Kokeneet kirjoittajat eivät ole vielä tarkistaneet sivun nykyistä versiota, ja se voi poiketa merkittävästi 6.5.2020 tarkistetusta versiosta . tarkastukset vaativat 5 muokkausta .

Emäksiset oksidit ovat suolaa muodostavia metallioksideja , jotka vastaavat emäksiä [1] . Niissä olevien metallien hapetusaste on yleensä +1 tai +2 [2] . Näitä ovat alkali- ja maa - alkalimetallien oksidit sekä siirtymämetallien oksidit alemmissa hapetusasteissa.

Niinpä oksideja kutsutaan emäksisiksi, joiden hydroksidit ovat emäksiä.

Kemialliset ominaisuudet

Ne voivat olla vuorovaikutuksessa veden kanssa ja muodostaa vastaavia hydroksideja . Kaikki emäksiset oksidit eivät reagoi veden kanssa, vaan vain aktiivisimpien metallien oksidit, jotka sijaitsevat jaksollisen järjestelmän ensimmäisen ja toisen ryhmän pääalaryhmissä ( natrium , kalium , kalsium , barium jne.) [3] :

{\mathsf {CaO+H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2))}

Vuorovaikutuksessa happojen kanssa muodostaen suolaa ja vettä [3] :

{\mathsf {CuO+H_{2}SO_{4}\rightarrow CuSO_{4}+H_{2}O}}

Vuorovaikutuksessa happooksidien kanssa muodostaen suolan [4] :

{\displaystyle {\mathsf {MgO+SiO_{2}\rightarrow MgSiO_{3))))

Vuorovaikutuksessa amfoteeristen oksidien kanssa muodostaen suolaa [4] :

{\displaystyle {\mathsf {CaO+ZnO\rightarrow CaZnO_{2))))

Monet emäksiset oksidit voidaan pelkistää yksinkertaisiksi aineiksi [1] :

{\mathsf {3CuO+2NH_{3}\rightarrow 3Cu+3H_{2}O+N_{2}\uparrow ))

Jalometallien ja elohopean oksidit hajoavat kuumennettaessa [1] :

{\mathsf {2Au_{2}O\rightarrow 4Au+O_{2}\uparrow ))

{\mathsf {2HgO\rightarrow 2Hg+O_{2}\uparrow }}

Haetaan

Metallien (paitsi jalometallien ) hapetus hapella [3] :

\mathsf{2Ca + O_2 \rightarrow 2CaO}

Hydroksidien hajoaminen [1] :

{\mathsf {Ca(OH)_{2}{\xrightarrow[{}]{t))CaO+H_{2}O))

Esimerkkejä

Esimerkkejä emäksisistä oksideista [1] [5] [6] :

kalsiumoksidi ; $CaO$
magnesiumoksidi ; $MgO$
bariumoksidi ; $BaO$
elohopea(II)oksidi ; $HgO$
kaliumoksidi ; $K_{2}O$
natriumoksidi ; $Na_{2}O$
litiumoksidi ; $Li_{2}O$
cesiumoksidi ; ${\ce {Cs2O))$
rubidiumoksidi ; ${\ce {Rb2O))$

Katso myös

Muistiinpanot

↑ 1 2 3 4 5 V.I. Fedorchenko ym. Yleinen kemia. Osa 1 . - Orenburg: GOU OGU, 2011.
↑ E.G. Zlotnikov. Tiivis kemian käsikirja . - 3. painos - Pietari. : Peter, 2012. - S. 18. - 192 s. - ISBN 978-5-459-00897-5 .
↑ 1 2 3 G.M. Tšernobelskaja, I.N. Chertkov. Kemia . - Moskova: Drofa, 2007. - S. 41. - 733 s. — ISBN 978-5-358-03176-0 .
↑ 1 2 V.Yu. Jameev. Kemia. Biologia . - Moskova: Eksmo, 2015. - S. 31. - 96 s. - ISBN 978-5-699-76828-8 .
↑ O.V. Meshkov. Kemia . - Moskova: Eksmo, 2017. - S. 189. - 368 s. - ISBN 978-5-699-95854-2 .
↑ Epäorgaanisten aineiden vakiot / toim. R.A. Lidina. - Moskova: Drofa, 2008. - S. 6. - 685 s. - ISBN 978-5-358-04347-3 .

Linkit

[www.xumuk.ru/encyklopedia/2/3047.html Oksideja Chemical Encyclopediassa]