Как найти высший оксид кислорода

CO2-оксид углерода
Оксиды – вещества, состоящие из элемента (кроме кислорода и фтора) и кислорода в степени окисления -2 например Р2О5 (пэ два о пять – оксид фосфора), Н2О (вода – оксид водорода), СО2 (углекислый газ – высший оксид углерода) СО (угарный наз – тожде оксид углерода). В таблице есть специальная строка – формула высшего оксида – это оксид элемента данной группы, в котором элемент находится в высшей степени окисления. 
Кислород не образует таких соединений по очевидной причине – в соединении с собой О2 и О3 он имеет степень окисления 0, а фтор более сильным неметалл, и кислород в соединении с фтором выступает не окислителем, а восстановителем. 
Есть ещё пероксиды, например Н2О2, где кислород в степени окисления -1СО2-оксид углерода 

Кислород: химия кислорода

Кислород

Положение в периодической системе химических элементов

Кислород расположен в главной подгруппе VI группы (или в 16 группе в современной форме ПСХЭ) и во втором периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение кислорода

Электронная конфигурация кислорода в основном состоянии :

+8O 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2s 2p

Атом кислорода содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 2 неподеленные электронные пары в основном энергетическом состоянии.

Физические свойства и нахождение в природе

Кислород О₂ — газ без цвета, вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха. Плохо растворим в воде. Жидкий кислород – голубоватая жидкость, кипящая при -183 о С.

Озон О₃ — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода.

Кислород — это самый распространённый в земной коре элемент. Кислород входит в состав многих минералов — силикатов, карбонатов и др. Массовая доля элемента кислорода в земной коре — около 47 %. Массовая доля элемента кислорода в морской и пресной воде составляет 85,82 %.

В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе.

Способы получения кислорода

В промышленности кислород получают перегонкой жидкого воздуха.

Лабораторные способы получения кислорода:

• Разложение некоторых кислородосодержащих веществ:

Разложение перманганата калия:

Разложение бертолетовой соли в присутствии катализатора MnO₂ :

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Разложение пероксида водорода:

2HgO → 2Hg + O₂

Соединения кислорода

Основные степени окисления кислород +2, +1, 0, -1 и -2.

Степень окисления	Типичные соединения
+2	Фторид кислорода OF2
+1	Пероксофторид кислорода O2F2
-1	Пероксид водорода H2O2 Пероксид натрия Na2O2 и др.
-2	Вода H2O Оксиды металлов и неметаллов Na2O, SO2 и др. Соли кислородсодержащих кислот Кислородсодержащие органические вещества Основания и амфотерные гидроксиды

Химические свойства

При нормальных условиях чистый кислород — очень активное вещество, сильный окислитель. В составе воздуха окислительные свойства кислорода не столь явно выражены.

1. Кислород проявляет свойства окислителя (с большинством химических элементов) и свойства восстановителя (только с более электроотрицательным фтором). В качестве окислителя кислород реагирует и с металлами , и с неметаллами . Большинство реакций сгорания простых веществ в кислороде протекает очень бурно, иногда со взрывом.

1.1. Кислород реагирует с фтором с образованием фторидов кислорода:

С хлором и бромом кислород практически не реагирует, взаимодействует только в специфических очень жестких условиях.

1.2. Кислород реагирует с серой и кремнием с образованием оксидов:

1.3. Фосфор горит в кислороде с образованием оксидов:

При недостатке кислорода возможно образование оксида фосфора (III):

Но чаще фосфор сгорает до оксида фосфора (V):

1.4. С азотом кислород реагирует при действии электрического разряда, либо при очень высокой температуре (2000 о С), образуя оксид азота (II):

N₂ + O₂→ 2NO

1.5. В реакциях с щелочноземельными металлами, литием и алюминием кислород также проявляет свойства окислителя. При этом образуются оксиды:

2Ca + O₂ → 2CaO

Однако при горении натрия в кислороде преимущественно образуется пероксид натрия:

2Na + O₂→ Na₂O₂

А вот калий, рубидий и цезий при сгорании образуют смесь продуктов, преимущественно надпероксид:

K + O₂→ KO₂

Переходные металлы окисляются кислород обычно до устойчивых степеней окисления.

Цинк окисляется до оксида цинка (II):

2Zn + O₂→ 2ZnO

Железо , в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железную окалину:

2Fe + O₂→ 2FeO

4Fe + 3O₂→ 2Fe₂O₃

3Fe + 2O₂→ Fe₃O₄

1.6. При нагревании с избытком кислорода графит горит , образуя оксид углерода (IV):

при недостатке кислорода образуется угарный газ СО:

2C + O₂ → 2CO

Алмаз горит при высоких температурах:

Горение алмаза в жидком кислороде:

Графит также горит:

Графит также горит, например, в жидком кислороде:

Графитовые стержни под напряжением:

2. Кислород взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Кислород окисляет бинарные соединения металлов и неметаллов: сульфиды, фосфиды, карбиды, гидриды . При этом образуются оксиды:

4FeS + 7O₂→ 2Fe₂O₃ + 4SO₂

Ca₃P₂ + 4O₂→ 3CaO + P₂O₅

2.2. Кислород окисляет бинарные соединения неметаллов:

• летучие водородные соединения ( сероводород, аммиак, метан, силан гидриды . При этом также образуются оксиды:

2H₂S + 3O₂→ 2H₂O + 2SO₂

Аммиак горит с образованием простого вещества, азота:

4NH₃ + 3O₂→ 2N₂ + 6H₂O

Аммиак окисляется на катализаторе (например, губчатое железо) до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂→ 4NO + 6H₂O

• прочие бинарные соединения неметаллов — как правило, соединения серы, углерода, фосфора ( сероуглерод, сульфид фосфора и др.):

CS₂ + 3O₂→ CO₂ + 2SO₂

• некоторые оксиды элементов в промежуточных степенях окисления ( оксид углерода (II), оксид железа (II) и др.):

2CO + O₂→ 2CO₂

2.3. Кислород окисляет гидроксиды и соли металлов в промежуточных степенях окисления в водных растворах.

Например , кислород окисляет гидроксид железа (II):

Кислород окисляет азотистую кислоту :

2.4. Кислород окисляет большинство органических веществ. При этом возможно жесткое окисление (горение) до углекислого газа, угарного газа или углерода:

CH₄ + 2O₂→ CO₂ + 2H₂O

2CH₄ + 3O₂→ 2CO + 4H₂O

CH₄ + O₂→ C + 2H₂O

Также возможно каталитическое окисление многих органических веществ (алкенов, спиртов, альдегидов и др.)

Химические свойства кислорода — характеристика, строение и основные реакции

В 1772 году шведский химик Шееле открыл элемент кислород. Химические свойства этого вещества оказались воистину уникальными: он реагирует практически со всеми металлами (кроме золота и платины), взаимодействует с неметаллами, органическими и неорганическими веществами. Позднее, в 1774 году, это же доказал и английский ученый Пристли.

Нахождение в природе и физические свойства

Кислород (формула O2) — элемент, который наиболее распространен в земной коре (его весовое содержание составляет 49,13%). Также он содержится в воздухе, где его 23%, входит в состав воды (88,9%), во всех оксидах и кислородосодержащих солях. Общая характеристика кислорода при обычных условиях:

• бесцветный газ;
• не имеет запаха;
• плохо растворим в воде (как и в других растворителях);
• сжижается при -183°C, а затвердевает при -219°C.

Примечательно, что в жидком и твердом состоянии O2 приобретает цвет: он становится голубым. А еще он притягивается магнитом.

В таблице периодической системы находится в главной подгруппе (классе) VI группы. Элементы, расположенные здесь, на внешнем электронном слое имеют по 6 электронов, поэтому могут либо присоединять 2 электрона, либо (кроме кислорода) отдавать 4 или 6 электронов. Именно этим и объясняются их физ. и хим. свойства.

При нормальных условиях чистый кислород малоактивен, но в присутствии воды его реакционная способность усиливается. Реакции, которые протекают с участием этого вещества, называются горением. К этому процессу относится и ржавление, а также дыхание (медленное горение).

Примечание: химическая сущность дыхания состоит в соединении углерода и водорода органических веществ с кислородом.

Химические характеристики и соединения

С точки зрения химии, этот элемент — типичный активный неметалл. Во всех соединениях он проявляет степень окисления -2 (исключение — реакции с фтором). Как может протекать взаимодействие веществ с кислородом:

• Уравнения взаимодействия с металлами. 2Ca + O2 → 2CaO (оксид кальция или негашеная известь); 4Al + 3O2 → 2Al2O3.
• Реакции с неметаллами — в результате образуются несолеобразующие оксиды. S+O2 → SO2 (сернистый газ); N2 + O2 → 2NO (окись азота).

Кроме этих веществ, кислород хорошо вступает в реакции с органическими и неорганическими соединениями (с серой, углеродом, сульфидами металлов — то есть с соединениями, которые горючи в атмосфере O2). Со сложными веществами взаимодействие будет протекать по плану (реакции горения):

• CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O.
• 4Fe (OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe (OH)3.

Справка: в атомарном состоянии элемент более активен, чем в молекулярном. Именно на этом свойстве основано применение кислорода в качестве отбеливающего агента — так легче разрушаются окрашивающие органические вещества.

В молекулярном состоянии кислород может существовать в виде O2 и озона O3, то есть для него характерно явление аллотропии (существование нескольких простых веществ одного и того же химического элемента).

Оксиды и пероксиды

Если говорить кратко, можно сказать, что кислород образует два типа соединений: оксиды и пероксиды. При этом первые из названых можно рассматривать как производные воды (схема): H-O-H, Na-O-Na. Вторые же можно охарактеризовать как пероксидов водорода (тоже схематично): H-O-O-H, Na-O-O-Na.

Получить оксиды можно несколькими способами. Первый — это непосредственным взаимодействием с элементами, а второй — разложение при нагревании гидроксидов или солей. Примеры:

• Непосредственное взаимодействие. 2Mg + O2 → 2MgO.
• Разложение. Cu (OH)2 → CuO + H2O; CaCO3 → CaO + CO2.

С кислородом не будут прямо соединяться галогены, некоторые газы и благородные металлы. Щелочные металлы, за исключением лития, при взаимодействии будут образовывать пероксиды или супероксиды: 2Na +O2 → Na2O2; K + O2 → KO2 (супероксид).

Ряд окислов может соединяться с водой, образуя гидроксиды кислот — такие будут называться кислотными оксидами или ангидридами. К таким относятся SO2 (сернистый ангидрид), CO2 (угольный ангидрид). Те кислородные соединения, которые с водой образуют основания, именуют основными.

Часть оксидов обладает амфотерными свойствами. Гидроксиды таких соединений могут выступать кислотами или основаниями.

Высшие оксиды металлов (то есть те, где он находится в высшей степени окисления) всегда обладают кислотными свойствами: V2O5, Cr2O3. Известна также группа индифферентных (несолеобразующих) окислов: CO, SiO, NO.

Большинство бинарных кислородных соединений устойчивы к нагреванию. А вот оксиды благородных металлов при повышении температуры легко разлагаются.

Озон (O3) — аллотропная модификация

Это соединение образуется при медленном окислении влажного белого фосфора, а также при разложении концентрированной серной кислоты, перманганата калия, бихромата калия и некоторых других соединений (в этом случае O3 — примесь).

В природе озон образуется при окислении смолы хвойных деревьев, ультрафиолетовом облучении кислорода в верхних слоях атмосферы. Качественная реакция на присутствие O3 в воздухе:

O3 + 2KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O + O2.

В промышленности его получают при действии тихого электрического заряда на O2: 3O2 → 2O3. Реакция протекает в специальном приборе — озонаторе, чистое вещество отделяется сжижением.

По внешнему виду — синяя жидкость, взрывоопасная. От соприкосновения с ним эфиры, спирты, скипидар воспламеняются. Озон разрушает многие органические вещества, а микроорганизмы вообще убивает. Какие химические свойства характерны для него:

• при воздействии на ненасыщенные органические вещества O3 присоединяется к ним по месту двойной связи, в результате чего образуются озониды;
• это сильный окислитель.

Благодаря своим бактерицидным свойствам озон широко применяется в промышленности: в пивоваренном производстве, для обеззараживания воды.

Получение кислорода

Один из методов получения — рефракционная перегонка воздуха, но такой кислород содержит около 3% инертных газов (в основной это аргон). Другой вариант — ректификация жидкого воздуха. Этот процесс можно кратко описать так:

• воздух сжимают при давлении 100−200 атм;
• нагревают, после чего охлаждают в специальных аммиачных холодильниках;
• охлажденную смесь пропускают через дроссель, при выходе из которого давление резко падает.

При расширении газов температура понижается, и воздух сжижается. Эта операция повторяется многократно для увеличения выхода конечного продукта.

Сжиженный воздух — смесь газов (в основном это азот и кислород, остальных там меньше 1%). Из-за разницы температур кипения (у N2 она -195,8°C, кислород закипает при -183°C) из жидкого воздуха отгоняется азот, а затем O2.

Полученный этим методом кислород содержит примеси азота, поэтому его подвергают дополнительной очистке.

В лаборатории его можно получить несколькими способами. Основные из них:

• Разложение бертолетовой соли. Реакция протекает при повышенной температуре и в присутствии катализатора, в роли которого используют диоксид марганца: 2KClO3 → 2KCl + 3O2.
• Процесс разложения перманганата калия при нагревании: 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2.
• Выделяют из нитратов щелочных металлов: 2NaNO3 → 2NaNO2 + O2.
• В процессе распада оксида ртути: 2HgO → 2Hg + O2.

Еще один способ синтеза — электролизация воды в присутствии гидроксидов щелочных металлов, например, KOH. Эти вещества добавляются для увеличения электропроводности.

Применение и промышленное значение

Благодаря своим свойствам кислород широко применяется в технике. В присутствии этого элемента окислительные процессы протекают гораздо интенсивнее, чем в простом воздухе. При этом повышается температура пламени. Поэтому O2 активно применяется для интенсификации окисления в химической и металлургической промышленности (выплавка чугуна и стали, обжиг сульфидных руд, резка металлов и прочее).

Смеси жидкого кислорода с горючими веществами (углерод, сера, древесные опилки) под названием оксиликвиты используются как взрывчатое вещество в горной и горнодобывающей промышленности (при проведении горно-взрывных работ). Чистый O2 применяется в медицине (при лечении бронхиальной астмы, органов ЖКТ — приготовление специальных коктейлей, и прочее), в кислородных приборах при работе под землей и под водой, на больших высотах. Незаменим он и в процессе производства ракетного топлива (окислитель).

Высший оксид кислорода уравнение реакции

Данный урок посвящен изучению химических свойств простого вещества кислорода. Из материалов урока вы узнаете, на каких свойствах кислорода основано его применение в металлургии, медицине, пищевой промышленности и других областях.

I. Химические свойства кислорода

Кислород энергично реагирует со многими веществами: простыми – металлами и неметаллами и сложными.

Химические реакции взаимодействия веществ с кислородом называются реакциями окисления.

Химическая реакция, при которой происходит окисление веществ с выделением тепла и света называется реакцией горения.

Продуктами реакций взаимодействия веществ с кислородом, в большинстве случаев, являются оксиды.

Оксиды – это сложные вещества, которые состоят из двух элементов, одним из которых является кислород.

Общая формула оксидов: Э_хО_у , где Э – это химический элемент в валентности = N_группы(для элементов главных подгрупп «А»), О – это кислород в валентности (II), Х и У – это индексы, полученные исходя из валентностей элемента.

1. С большинством металлов кислород реагирует уже при комнатной темпе­ратуре, образуя оксиды.

• Железо сгорает в кислороде при температуре с треском и разбрасыванием искр, при этом образуется железная окалина Fe₃O₄ – это соединение двух оксидов железа: FeOв валентности (II) и Fe₂O₃в валентности (III):

• А вот медь не горит в кис­ло­ро­де, а окис­ля­ет­ся кис­ло­ро­дом при на­гре­ва­нии. При этом об­ра­зу­ет­ся оксид меди (II): 2Cu + O2 = 2CuO
• Взаимодействия кислорода с магнием.

В атмосфере кислорода магний вспыхивает ослепительным белым пламенем.При горении магния выделяются ультрафиолетовые лучи. 2Mg + O₂= 2MgO

2. С неметаллами (за исключением гелия, неона, аргона) кислород реагирует, как пра­вило, при нагревании. Так, с фосфором он реагирует при темпе­ратуре

60 °С, образуя Р₂О₅, с серой — при температуре около 250 °С.

В чи­стом кис­ло­ро­де сера сго­ра­ет быст­рее, чем на воз­ду­хе.

• С графитом кислород реагирует при 700 °С: С + О₂ = СО₂.

Если сжечь уголь в со­су­де с кис­ло­ро­дом, то в этом слу­чае уголь сго­рит быст­рее, чем на воз­ду­хе. То есть, ско­рость го­ре­ния угля в кис­ло­ро­де выше, чем на воз­ду­хе.

• Взаимодействие кислорода с азотом начинается лишь при 1200 ° С или в электрическом разряде: N₂ + О₂= 2NО
• Горение фосфора в кислороде: 4P + 5O₂ = 2P₂O₅

3. Кислород реагирует и со многими сложными соединениями , например с оксидом азота (II) он реагирует уже при комнатной температуре: 2NО + О₂ = 2NО₂

Сероводород, реагируя с кислородом при нагревании, дает серу: 2Н₂S + О₂ = 2S+ 2Н₂О

или оксид серы (IV): 2Н₂S + ЗО₂ = 2SО₂ + 2Н₂О в зависимости от соотношения между кислородом и сероводородом.

Алгоритм составления реакций взаимодействия веществ с кислородом

II. Применение кислорода

При­ме­не­ние лю­бо­го ве­ще­ства свя­за­но с его свой­ства­ми. Так и при­ме­не­ние кис­ло­ро­да обу­слов­ле­но, в ос­нов­ном, его спо­соб­но­стя­ми под­дер­жи­вать ды­ха­ние и обес­пе­чи­вать го­ре­ние.

Рас­смот­рим ос­нов­ные об­ла­сти при­ме­не­ния кис­ло­ро­да.

1. В металлургии, для резки и сварки металлов

Кис­ло­род ис­поль­зу­ют в ме­тал­лур­гии при про­из­вод­стве стали. Также, во мно­гих ме­тал­лур­ги­че­ских аг­ре­га­тах для более эф­фек­тив­но­го сжи­га­ния топ­ли­ва вме­сто воз­ду­ха в го­рел­ках ис­поль­зу­ют кис­ло­ро­до-воз­душ­ную смесь, т.е. обо­га­ща­ют воз­дух кис­ло­ро­дом.

Рис. 1. Про­из­вод­ство стали

Кис­ло­род в бал­ло­нах ши­ро­ко ис­поль­зу­ет­ся для га­зо­пла­мен­ной резки и свар­ки ме­тал­лов. Го­рю­чий газ аце­ти­лен, сго­рая в токе кис­ло­ро­да, поз­во­ля­ет по­лу­чить тем­пе­ра­ту­ру выше 3000°С! Это при­бли­зи­тель­но вдвое боль­ше тем­пе­ра­ту­ры плав­ле­ния же­ле­за.

2. Окислитель топлива

Кис­ло­род, вхо­дя­щий в со­став воз­ду­ха, при­ме­ня­ют для сжи­га­ния топ­ли­ва: на­при­мер, в дви­га­те­лях ав­то­мо­би­лей, теп­ло­во­зов и теп­ло­хо­дов.

В ка­че­стве окис­ли­те­ля для ра­кет­но­го топ­ли­ва при­ме­ня­ет­ся жид­кий кис­ло­род. Смесь жид­ко­го кис­ло­ро­да и жид­ко­го озона — один из самых мощ­ных окис­ли­те­лей ра­кет­но­го топ­ли­ва.

3. Применение в медицинских целях

В ме­ди­цине кис­ло­род тоже нашел свое при­ме­не­ние. Кис­ло­род ис­поль­зу­ет­ся для обо­га­ще­ния ды­ха­тель­ных га­зо­вых сме­сей при на­ру­ше­нии ды­ха­ния, для ле­че­ния астмы, про­фи­лак­ти­ки ги­по­ксии в виде кис­ло­род­ных кок­тей­лей, кис­ло­род­ных по­ду­шек. Од­на­ко чи­стым кис­ло­ро­дом при нор­маль­ном дав­ле­нии долго ды­шать нель­зя – это опас­но для здо­ро­вья.

4. Применение в пищевой промышленности

В пи­ще­вой про­мыш­лен­но­сти кис­ло­род за­ре­ги­стри­ро­ван в ка­че­стве пи­ще­вой до­бав­ки E948, как про­пел­лент и упа­ко­воч­ный газ. Про­пел­лен­ты — газы, вы­дав­ли­ва­ю­щие пи­ще­вые про­дук­ты из ём­ко­сти (кон­тей­не­ра, бал­лон­чи­ка со спре­ем, танка или хра­ни­ли­ща для сы­пу­чих про­дук­тов).

5. Биологическая роль

Кис­ло­род вы­пол­ня­ет бес­цен­ную био­ло­ги­че­скую роль.

Кис­ло­род необ­хо­дим прак­ти­че­ски всем живым су­ще­ствам для ды­ха­ния. Ды­ха­ние – это окис­ли­тель­но-вос­ста­но­ви­тель­ный про­цесс, где кис­ло­род яв­ля­ет­ся окис­ли­те­лем. С по­мо­щью ды­ха­ния живые су­ще­ства вы­ра­ба­ты­ва­ют энер­гию, необ­хо­ди­мую для под­дер­жа­ния жизни.

III. Круговорт кислорода в природе

В природе кислород образуется в процессе фотосинтеза, который происходит в зелёных растениях на свету. В целях сохранения кислорода в воздухе вокруг городов и крупных промышленных центров создаются зоны зелёных насаждений.

10 удивительных фактов о кислороде, которые должен знать каждый

Наша планета поддерживает жизнь благодаря наличию воды, атмосферы и ее защитных слоев. Земля могла бы быть каменной пустыней, если бы не кислород — элемент, питающий жизнь на нашей планете. Вот интересные факты о газе, который содержится в нашей атмосфере в количестве 21 % ее объема.

1. Кислород не горит

2. Кислород хорошо растворяется

3. Вес кислорода

Этот газ отвечает за почти две трети веса большинства живых организмов, главным образом потому, что живые существа состоят из большого количества воды, а 88,9 % веса воды составляет кислород.

4. Нестабильный газ

Кислород (O) нестабилен в атмосфере нашей планеты и регулярно исчезает, поэтому его запас должен постоянно пополняться фотосинтезом. Без растительности и водорослей наша атмосфера почти не содержала бы O.

Кстати, говоря о водорослях, зеленые морские водоросли обеспечивают приблизительно 70 % кислорода, произведенного на Земле посредством фотосинтеза, остальные 30 % произведены оставшимися зелеными растениями.

5. Инопланетная жизнь

Если мы обнаружим какие-либо другие планеты с атмосферами, богатыми кислородом, можно быть практически уверенными, что на этих планетах присутствует жизнь. Значительное количество O наблюдается только там, где оно может пополняться живыми организмами.

6. Земная кора

Всего пять химических элементов составляют более 90 % веса земной коры. Почти половина этого веса — кислород. Кремний, алюминий, железо и кальций — оставшиеся элементы.

7. Холод

Мировые океаны содержат немало растворенного в воде кислорода, который поддерживает жизнь. Полярные океаны, будучи самыми холодными, содержат больше растворенного кислорода и поэтому поддерживают огромное количество живых организмов.

8. Озон

Озон (O₃) – аллотропная форма кислорода, которая реагирует лучше, чем обычный кислород. Озон выделяется в природе во время крупных электрических выбросов (штормы и грозы с молниями) или ультрафиолетовым излучением в верхних слоях атмосферы Земли. Озон действует как защитный слой, предохраняющий нас от вредного воздействия ультрафиолетовых лучей. Иногда озон вместо хлора используется в обработке питьевой воды.

9. Вода

Вода (H₂O) является самой широко известной молекулой, содержащей кислород. Другие известные молекулы являются оксидами, например, оксид железа, или ржавчина (Fe₂O₃), углекислый газ (CO₂), окись алюминия (Al₂O₃) и кварц (SiO₂).

10. Яд или афродизиак?

Слишком большое количество кислорода может оказаться токсичным. Это опасно во время подводного плавания, когда в легкие попадает большее количество О, чем обычно.

Кроме того, кислород, по мнению многих, вызывает состояние эйфории, но его воображаемые эффекты на спортивных состязаниях не доказаны с медицинской точки зрения.

Каждый школьник встречался с понятием «оксид» на уроках химии. От одного этого слова предмет начинал казаться чем-то неописуемо страшным. Но ничего страшного здесь нет. Высшие оксиды – это вещества, в которых содержатся соединения простых веществ с кислородом (в степени окисления -2). Стоит отметить, что они реагируют с:

• O₂ (кислородом), в том случае, если элемент стоит не в высшей СО. К примеру, SO₂ реагирует с кислородом (т. к. СО равна +4), а SO₃ – нет (т. к. стоит в наивысшей степени окисления +6).
• H₂ (водород) и C (углерод). Вступают в реакцию только некоторые оксиды.
• Водой в том случае, если получается растворимая щелочь или кислота.

Все оксиды вступают в реакцию с солями и неметаллами (за исключением вышеперечисленных веществ).

Стоит отметить, что некоторые вещества (например, оксид азота, оксид железа и оксид хлора) имеют свои особенности, т. е. их химические особенности могут отличаться от других субстанций.

Классификация оксидов

Они делятся на две ветки: те, кто могут образовывать соль, и те, кто образовывать ее не могут.

Примеры формул высших оксидов, которые не образуют солей: NO (окись азота двух валентная; газ без цвета, образующийся во время гроз), CO (угарный газ), N₂O (оксид азота одновалентный), SiO (оксид кремния), S₂O (оксид серы), вода.

Эти соединения могут реагировать с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидами. Но при реагировании этих веществ никогда не образуется солей. Например:

CO (угарный газ) + NaOH (гидроксид натрия) = HCOONa (формиат натрия)

Солеобразующие оксиды делятся на три вида: кислотные, основания и амфотерные окислы.

Кислотные окиси

Кислотный высший оксид – это солеобразующий оксид, который соответствует кислоте. Например, у оксида серы шестивалентного (SO₃) есть соответствующее ему химическое соединения – H₂SO₄. Эти элементы вступают в реакцию с оксидами основных и амфотерных свойств, основаниями и водой. Образуется соль или кислота.

1. Со щелочными оксидами: CO₂ (углекислый газ) + MgO (окись магния) = MgCO₃ (горькая соль).
2. С амфотерными окисями: P₂О₅ (окисел фосфора)+ Al₂О₃ (окисел алюминия) = 2AlPO₄ (фосфат или ортофосфат алюминия).
3. С основаниями (щелочами): CO₂ (углекислый газ) + 2NaOH (едкий натр) = Na₂CO₃ (карбонат натрия или кальцинированная сода) + H₂O (вода).
4. С водой: CO₂ (углекислый газ) + H₂O = H₂CO₃ (угольная кислота, после реакции мгновенно распадается на углекислый газ и воду).

Оксиды кислот не вступают в реакцию друг с другом.

Основные оксиды

Основный высший оксид – это солеобразующий окисел металла, которому соответствует основание. Окислу кальция (CaO) соответствует гидроксид кальция (Ca(OH)₂). Эти вещества взаимодействуют с окислами кислотного и амфотерного характера, кислотами (за исключением H₂SiO₃, так как кремниевая кислота нерастворимая) и водой.

1. С кислотными оксидами: CaO (оксид кальция) + CO₂ (углекислый газ) = CaCO₃ (карбонат кальция или обычный мел).
2. С амфотерной окисью: CaO (оксид кальция) + Al₂O₃ (окись алюминия) = Ca(AlO₂)₂ (алюминат кальция).
3. С кислотами: CaO (окисел кальция) + H₂SO₄ (серная кислота) = CaSO₄ (сульфат кальция или гипс) + H₂O .
4. С водой: CaO (оксид кальция) + H₂O = Ca(OH)₂ (гидроксид кальция или реакция гашения извести).

Не взаимодействуют между собой.

Амфотерные окиси

Амфотерный высший оксид – это окисел амфотерного металла. В зависимости от условий, он может проявить основные или кислотные свойства. Например, формулы высших оксидов, которые проявляют амфотерные свойства: ZnO (окисел цинка), Al₂O₃ (глинозем). Реагируют амфотерные окиси со щелочами, кислотами (так же за исключением кремниевой кислоты), основными и кислотными оксидами.

1. С основаниями: ZnO (окисел цинка) + 2NaOH (основание натрия) = Na₂ZnO₂ (двойная соль цинка и натрия)+ H₂O.
2. С кислотами: Al₂O₃ (алюминия оксид) + 6HCl (соляная кислота) = 2AlCl₃ (хлорид алюминия или хлористый алюминий) + 3H₂O.
3. С кислотными оксидами: Al₂O₃ (окисел алюминия) + 3SO₃ (окисел серы шестивалентный) = Al₂(SO₄)₃ (алюминиевые квасцы).
4. С окислами основного характера: Al₂O₃ (окисел алюминия) + Na₂O (окись натрия) = 2NaAlO₂ (алюминат натрия).

Элементы высших оксидов амфотерного характера не взаимодействуют между собой и с водой.

ДЛЯ начала нам понадобится таблица Менделеева

 1) ФОРМУЛЫ ВЫСШИХ ОКСИДОВ

высший оксид -это оксид с максимальной валентностью

максимальная валентность  определяется по номеру группы ( главной подругппы),в которой находится элемент

ПРИМЕР:

алюминий находится в третьей группе ,значит его валентность будет III

  III  6    II

Al  2     O3

III -валентность алюминия

 II- валентность кислорода (постоянная)

6 – наименьшее общее кратное между II  и III  

6 делим на валентность алюминия III получаем его индекс 2

6 делим на валентность кислорода II получаем индекс кислорода 3

и получается Al₂O₃

еще пример: фосфор – в пятой группе ,значит максимальная валентность V

P2O5 и т.д.

2) летучее водородное соединение

только элементы IV,V,VI и VII  групп образуют ЛЕТУЧИЕ водородные соединения.

валентность элемента в соединении с водородм равна   8-номер группы.

пример 

хлор находится в 7 группе, значит его валентность с водородом будет 8-7=1

и формула 

  I   I

 H  Cl

сера   – 6 группа    валентность 8-6=2. значит валентность серы будет II

  I    II

H ₂ S 

 вот и все тонкости

Удачи