Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация - это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α - отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

α=v´(x)/v(x).

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты .

Сильные электролиты - это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы - это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты - степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% - связаны электростатическими взаимодействиями.

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

AK ⇄ A- + K + .

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация - процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,

Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:

I - стадия:

II - стадия:

III - стадия:

На первой ступени ортофосфорная кислота - кислота средней силы, а 2ой - слабая, на 3ей - очень слабая.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Рассмотрим пример:

Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.

Но у константы низкое значение:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.

Ионное произведение воды.

В приведенной таблице есть данные:

Эту константу называют ионным произведением воды , которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH - ].

Отсюда, [H + ] = [OH - ] = = 10-7 моль/л.

Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.

А если добавить щелочь, то повысится концентрация ионов, а количество водорода понизится.

Концентрация и взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.

Кислотность раствора (рН).

Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН <10 -7 моль/л, в нейтральных - рН = 10 -7 моль/л, в щелочных - рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН .

рН = - lg [ H + ].

Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.

Рассмотрим пример диссоциации уксусной кислоты:

Найдем константу:

Молярная концентрация С=1/ V , подставим в уравнение и получим:

Эти уравнения являются законом разведения В. Оствальда , согласно которому константа диссоциации электролита не зависит от разведения растовра.

Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы N дисс. , к общему числу молекул растворенного электролита N :

a =

a – доля молекул электролита, распавшихся на ионы.

Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов: природы электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры.

По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными . Электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми .

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HI, HClO 4 , гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (см. прил., табл. 6).

Процесс диссоциации сильных электролитов идет до конца:

HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,

и в уравнениях диссоциации ставятся знаки равенства.

Применительно к сильным электролитам понятие «степень диссоциации» носит условный характер. «Кажущаяся» степеньдиссоциации (a каж) ниже истинной (см. прил., табл. 6). С увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимодействие разноименно заряженных ионов. При достаточном приближении друг к другу они образуют ассоциаты. Ионы в них разделены слоями полярных молекул воды, окружающих каждый ион. Это сказывается на уменьшении электропроводности раствора, т.е. создается эффект неполной диссоциации.

Для учета этого эффекта введен коэффициент активности g, который уменьшается с возрастанием концентрации раствора, изменяясь в пределах от 0 до 1. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью (a) .

Под активностью иона понимают ту эффективную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

Активность иона (a ) равна его молярной концентрации (С ), умноженной на коэффициент активности (g):

а = gС .

Использование активности вместо концентрации позволяет применять к растворам закономерности, установленные для идеальных растворов.

К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, H 3 PO 4) и большинство органических кислот (СН 3 СООН, Н 2 С 2 О 4 и др.), гидроксид аммония NH 4 OH и все малорастворимые в воде основания, органические амины.

Диссоциация слабых электролитов обратима. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости («). Например, уравнение диссоциации слабой уксусной кислоты записывается так:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

В растворе слабого бинарного электролита (КА ) устанавливается следующее равновесие, характеризуемое константой равновесия, называемой константой диссоциации К д:

КА « К + + А - ,

.

Если в 1 л раствора растворено С молей электролита КА и степень диссоциации равна a, значит, продиссоциировало aС молей электролита и образовалось каждого иона по aС молей. В недиссоциированном состоянии остается (С – aС ) молей КА .

КА « К + + А - .

С – aС aС aС

Тогда константа диссоциации будет равна:

(6.1)

Так как константа диссоциации не зависит от концентрации, то выведенное соотношение выражает зависимость степени диссоциации слабого бинарного электролита от его концентрации. Из уравнения (6.1) видно, что уменьшение концентрации слабого электролита в растворе приводит к росту степени его диссоциации. Уравнение (6.1) выражает закон разбавления Оствальда .

Для очень слабых электролитов (при a <<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

К д a 2 C , или a » (6.2)

Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем выше К д, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Константы диссоциации слабых электролитов сведены в таблицы (см. прил., табл. 3).

Измерение степени диссоциации различных электролитов показало, что отдельные электролиты при одинаковой нормальной концентрации растворов диссоциируют на ионы весьма различно.

Особенно велика разница в значениях степени диссоциации кислот. Например, азотная и соляная кислоты в 0,1 н. растворах почти полностью распадаются на ионы; угольная же, синильная и другие кислоты диссоциируют при тех же условиях лишь в не-знaчитeльнoй степени.

Из растворимых в воде оснований (щелочей) слабо диссоциирующим является гидрат окиси аммония, остальные щелочи хорошо диссоциируют. Все соли, за небольшим исключением, также хорошо диссоциируют на ионы.

Различие в значениях степени диссоциации отдельных кислот обусловливается характером валентной связи между атомами, образующими их молекулы. Чем более полярна связь между водородом и остальной частью молекулы, тем легче отщепляется , тем сильнее будет диссоциировать кислота.

Электролиты, хорошо диссоциирующие на ионы, получили название сильных электролитов, в отличие от слабых электролитов, образующих в водных растворах лишь незначительное число ионов. Растворы сильных электролитов сохраняют высокую электропроводность даже при очень больших концентрациях. Наоборот, электропроводность растворов слабых электролитов быстро падает с увеличением концентрации. к сильным электролитам относятся такие кислоты, как соляная, азотная, серная и некоторые другие, затем щелочи (кроме NH 4 OH) и почти все соли.

Многоооновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Так, например, молекулы серной кислоты в первую очередь диссоциируют по уравнению

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘

или точнее:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘

Отщепление второго иона водорода по уравнению

HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »

или

HSO 4 ‘ + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 »

идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO 4 », который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO 4 ‘. Поэтому вторая ступень диссоциации или, как говорят, вторичная диссоциация происходит в гораздо меньшей степени, чем первичная, и в обычных растворах серной кислоты содержится лишь небольшое число ионов SO 4 »

Фосфорная кислота Н 3 РО 4 диссоциирует в три ступени:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘

H 2 PO 4 ⇄ H + HPO 4 »

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Молекулы Н 3 РO 4 сильно диссоциируют на ионы Н и Н 2 РО 4 ‘. Ионы H 2 PO 4 ‘ ведут себя, как более слабая кислота, и диссоциируют на H и HPO 4 » в меньшей степени. Ионы же НРО 4 » диссоциируют, как очень слабая кислота, и почти не дают ионов Н

и PO 4 »’

Основания, содержащие более одной гидроксильной группы в молекуле, тоже диссоциируют ступенчато. Например:

Ва(ОН) 2 ⇄ ВаОН + ОН’

ВаОН ⇄ Ва + ОН’

Что касается солей, нормальные соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков. Например:

СаСl 2 ⇄ Сa + 2Сl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 »

Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато. Например:

NaHCO 3 ⇄ Na + НСО 3 ‘

HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »

Однако по второй ступени очень мала, так что раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков. Например:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Сl»

Вторичной диссоциации ионов основных остатков на ионы металла и гидроксила почти не происходит.

В табл. 11 приведены числовые значения степени диссоциации некоторых кислот, оснований и солей в 0, 1 н. растворах.

С увеличением концентрации уменьшается. Поэтому в очень концентрированных растворах даже сильные кислоты диссоциированы сравнительно слабо. Для

Таблица 11

Кислот, оснований и солей в 0,1 н. растворах при 18°

Электролит	Формула	Степень диссоциаци и в %
Кислоты
Соляная	HCl	92
Бромистоводородная	НВr	92
Йодистоводородная	HJ	. 92
Азотная	HNO 3	92
Серная	H 2 SO 4	58
Сернистая	H 2 SO 3	34
Фосфорная	H 3 PO 4	27
Фтористоводородная	HF	8,5
Уксусная	CH 3 COOH	1,3
Уголная	H 2 CO 3	0,17
Сероводородная	H 2 S	0,07
Синильная	HCN	0,01
Борная	H 3 BO 3	0,01
Основания
Гидроксид бария	Ва (OH) 2	92
Едкое кали	кон	89
Едкий натр	NaON	84
Гидроксид аммония	NH 4 OH	1,3
Соли
Хлористый	КСl	86
Хлористый аммоний	NH4Cl	85
Хлористый	NaCl	84
Азотнокислый	KNO 3	83
	AgNO 3	81
Уксуснокислый	NaCH 3 COO	79
Хлористый	ZnCl 2	73
Сернокислый	Na 2 SO 4	69
Сернокислый	ZnSO 4	40
Сернокислая

Слабые электролиты

Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе. К слабым электролитам относятся:

1) почти все органические кислоты (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH и др.);

2) некоторые неорганические кислоты (H 2 CO 3 , H 2 S и др.);

3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония Ca 3 (PO 4) 2 ; Cu(OH) 2 ; Al(OH) 3 ; NH 4 OH;

Они плохо проводят (или почти не проводят) электрический ток.

Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах (a = 0,3 – условная граница деления на сильные и слабые электролиты).

Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H 2 O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле-Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.

Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества c в растворе.

HAn = H + + An - .

Константа равновесия К р этой реакции и есть константа диссоциации К д:

К д = . / . (10.11)

Если выразить равновесные концентрации через концентрацию слабого электролита С и его степень диссоциации α, то получим:

К д = С. α . С. α/С. (1-α) = С. α 2 /1-α. (10.12)

Это отношение называют законом разбавления Оствальда . Для очень слабых электролитов при α<<1 это уравнение упрощается:

К д = С. α 2 . (10.13)

Это позволяет заключить, что при бесконечном разбавлении степень диссоциации α стремится к единице.

Протолитическое равновесие в воде:

,

,

При постоянной температуре в разбавленных растворах концентрация воды в воде постоянна и равна 55,5 , ()

, (10.15)

где K в – ионное произведение воды.

Тогда =10 -7 . На практике из-за удобства измерения и записи используют величину – водородный показатель, (критерий) силы кислоты или основания. По аналогии .

Из уравнения (11.15): . При рН=7 – реакция раствора нейтральная, при рН<7 – кислая, а при pH>7 – щелочная.

При нормальных условиях (0°С):

, тогда

Рисунок 10.4 - pH различных веществ и систем

10.7 Растворы сильных электролитов

Сильные электролиты - это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO 4 , H 2 SO 4 ,HNO 3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH) 2 ,Sr(OH) 2 ,Ca(OH) 2).

В растворе сильного электролита растворённое вещество находится, в основном, в виде ионов (катионов и анионов); недиссоциированные молекулы практически отсутствуют.

Принципиальное отличие сильных электролитов от слабых состоит в том, что равновесие диссоциации сильных электролитов полностью смещено вправо:

H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,

а потому константа равновесия (диссоциации) оказывается величиной неопределённой. Снижение электропроводности при увеличении концентрации сильного электролита обусловлено электростатическим взаимодействием ионов.

Голландский ученый Петрус Йозефус Вильгельмус Дебай и немецкий ученый Эрих Хюккель, предложив модель, которая легла в основу теории сильных электролитов, постулировали:

1) электролит полностью диссоциирует, но в сравнительно разбавленных растворах (С М = 0,01 моль. л -1);

2) каждый ион окружён оболочкой из ионов противоположного знака. В свою очередь, каждый из этих ионов сольватирован. Это окружение называется ионной атмосферой. При электролитическом взаимодействии ионов противоположных знаков необходимо учитывать влияние ионной атмосферы. При движении катиона в электростатическом поле ионная атмосфера деформируется; она сгущается перед ним и разрежается позади него. Эта асимметрия ионной атмосферы оказывает тем более тормозящее действие движению катиона, чем выше концентрация электролитов и чем больше заряд ионов. В этих системах становится неоднозначным понятие концентрации и должно заменяться активностью. Для бинарного одно-однозарядного электролита КatAn = Kat + + An - активности катиона(а +) и аниона (а -) соответственно равны

а + = γ + . С + , а - = γ - . С - , (10.16)

где С + и С - - аналитические концентрации соответственно катиона и аниона;

γ + и γ - - их коэффициенты активности.

(10.17)

Определить активности каждого иона в отдельности невозможно, поэтому для одно-однозарядных электролитов пользуются средними геометрическими значениями активностей я

и коэффициентов активностей.

Сильные электролиты при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы независимо от их концентрации в растворе.

Поэтому в уравнениях диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства (=).

К сильным электролитам относятся:

Растворимые соли;

Многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Основания, образованные щелочными металлами (LiOH, NaOH, KOH и т.д.) и щелочно-земельными металлами (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Слабые электролиты в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.

Поэтому в уравнениях диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости (⇄).

К слабым электролитам относятся:

Почти все органические кислоты и вода;

Некоторые неорганические кислоты: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 и др.;

Нерастворимые гидроксиды металлов: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 и др.

Ионные уравнения реакций

Ионные уравнения реакций
Химические реакции в растворах электролитов (кислот, оснований и солей) протекают при участии ионов. Конечный раствор может остаться прозрачным (продукты хорошо растворимы в воде) , но один из продуктом окажется слабым электролитом; в других случаях будет наблюдаться выпадение осадка или выделение газа.

Для реакций в растворах при участии ионов составляют не только молекулярное уравнение, но также полное ионное и краткое ионное.
В ионных уравнениях по предложению французского химика К. -Л. Бертолле (1801 г.) все сильные хорошо растворимые электролиты записывают в виде формул ионов, а осадки, газы и слабые электролиты - в виде молекулярных формул. Образование осадков отмечают знаком "стрелка вниз" (↓), образование газов - знаком "стрелка вверх" (). Пример записи уравнения реакции по правилу Бертолле:

а) молекулярное уравнение
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
б) полное ионное уравнение
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - газ, H2O - слабый электролит)
в) краткое ионное уравнение
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Обычно при записи ограничиваются кратким ионным уравнением, причем твердые вещества-реагенты обозначают индексом (т) , газобразные реагенты - индексом (г) . Примеры:

1) Cu(OH)2(т) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(т) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 практически нерастворим в воде
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(полное и краткое ионное уравнения совпадают)
3) CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(т) + CO2(г) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(большинство кислых солей хорошо растворимы в воде) .

Если в реакции не участвуют сильные электролиты, ионный вид уравнения отсутствует:

Mg(OH)2(т) + 2HF(р) = MgF2↓ + 2H2O

БИЛЕТ №23

Гидролиз солей

Гидролиз солей – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих частиц.

Гидролиз, дословно, - это разложение водой. Давая такое определение реакции гидролиза солей, мы подчеркиваем, что соли в растворе находятся в виде ионов, и что движущей силой реакции является образование малодиссоциирующих частиц (общее правило для многих реакций в растворах).

Гидролиз происходит лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли - катион, анион, или оба вместе, - способны образовывать с ионами воды слабодиссоциирующие соединения, а это, в свою очередь, происходит тогда, когда катион - сильно поляризующий (катион слабого основания) , а анион - легко поляризуется (анион слабой кислоты). При этом изменяется рН среды. Если же катион образует сильное основание, а анион - сильную кислоту, то они гидролизу не подвергаются.

1.Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты проходит по катиону, при этом может образоваться слабое основание или основная соль и рН раствора уменьшится

2.Гидролиз соли слабой кислоты и сильного основания проходит по аниону, при этом может образоваться слабая кислота или кислая соль и рН раствора увеличится

3.Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты обычно проходит нацело с образованием слабой кислоты и слабого основания; рН раствора при этом незначительно отличается от 7 и определяется относительной силой кислоты и основания

4.Гидролиз соли сильного основания и сильной кислоты не протекает

Вопрос 24 Классификация оксидов

Оксидами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы кислорода в степни окисления – 2 и какого-нибудь другого элемента.

Оксиды могут быть получены при непосредственном взаимодействии кислорода с другим элементом, так и косвенным путём (например, при разложении солей, оснований, кислот). В обычных условиях оксиды бывают в твёрдом, жидком и газообразном состоянии, этот тип соединений весьма распространён в природе. Оксиды содержатся в Земной коре. Ржавчина, песок, вода, углекислый газ – это оксиды.

Солеобразующие оксиды Например,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Солеобразующие оксиды – это такие оксиды, которые в результате химических реакций образуют соли. Это оксиды металлов и неметаллов, которые при взаимодействии с водой образуют соответствующие кислоты, а при взаимодействии с основаниями – соответствующие кислые и нормальные соли. Например, оксид меди (CuO) является оксидом солеобразующим, потому что, например, при взаимодействии её с соляной кислотой (HCl) образуется соль:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В результате химических реакций можно получать и другие соли:

CuO + SO 3 → CuSO 4 .

Несолеобразующими оксидами называются такие оксиды, которые не образуют солей. Примером могут служить СО, N 2 O, NO.