Теория електролитна дисоциация предложен от шведския учен С. Арениус през 1887г.

Електролитна дисоциация- това е разпадането на електролитни молекули с образуването на положително заредени (катиони) и отрицателно заредени (аниони) йони в разтвора.

Например, оцетната киселина се дисоциира така във воден разтвор:

CH 3 COOH⇄H + +CH 3 COO - .

Дисоциацията е обратим процес. Но различните електролити се дисоциират по различен начин. Степента зависи от естеството на електролита, неговата концентрация, естеството на разтворителя, външни условия(температура, налягане).

Степен на дисоциация α -съотношение на броя на молекулите, разпаднали се на йони към общ броймолекули:

α=v´(x)/v(x).

Степента може да варира от 0 до 1 (от липса на дисоциация до пълно завършване). Посочва се като процент. Определя се експериментално. Когато електролитът се дисоциира, броят на частиците в разтвора се увеличава. Степента на дисоциация показва силата на електролита.

Разграничете силенИ слаби електролити.

Силни електролити- това са тези електролити, чиято степен на дисоциация надвишава 30%.

Електролити със средна сила- това са тези, чиято степен на дисоциация варира от 3% до 30%.

Слаби електролити- степента на дисоциация във воден 0,1 М разтвор е по-малка от 3%.

Примери за слаби и силни електролити.

Силните електролити в разредени разтвори напълно се разпадат на йони, т.е. α = 1. Но експериментите показват, че дисоциацията не може да бъде равна на 1, тя има приблизителна стойност, но не е равна на 1. Това не е истинска дисоциация, а привидна.

Например, нека някаква връзка α = 0,7. Тези. според теорията на Арениус 30% от недисоциираните молекули „плуват“ в разтвора. И 70% образуват свободни йони. И електростатичната теория дава друга дефиниция на тази концепция: ако α = 0,7, тогава всички молекули са дисоциирани на йони, но йоните са само 70% свободни, а останалите 30% са свързани чрез електростатични взаимодействия.

Явна степен на дисоциация.

Степента на дисоциация зависи не само от природата на разтворителя и разтвореното вещество, но и от концентрацията на разтвора и температурата.

Уравнението на дисоциацията може да бъде представено по следния начин:

AK ⇄ A- + K + .

А степента на дисоциация може да се изрази, както следва:

С увеличаване на концентрацията на разтвора степента на електролитна дисоциация намалява. Тези. градусната стойност за определен електролит не е постоянна стойност.

Тъй като дисоциацията е обратим процес, уравненията за скоростта на реакцията могат да бъдат записани, както следва:

Ако дисоциацията е равновесна, тогава скоростите са равни и в резултат получаваме равновесна константа(константа на дисоциация):

K зависи от природата на разтворителя и температурата, но не зависи от концентрацията на разтворите. От уравнението става ясно, че колкото повече недисоциирани молекули има, толкова по-ниска е стойността на електролитната константа на дисоциация.

Многоосновни киселинидисоциират стъпаловидно и всяка стъпка има своя собствена константна стойност на дисоциация.

Ако многоосновната киселина се дисоциира, тогава първият протон се отстранява най-лесно, но с увеличаване на заряда на аниона привличането се увеличава и следователно протонът се отстранява много по-трудно. Например,

Константите на дисоциация на ортофосфорната киселина на всеки етап трябва да варират значително:

I - етап:

II - етап:

III - етап:

На първия етап ортофосфорната киселина е киселина със средна сила, а на 2-ри етап е слаба, на 3-ти етап е много слаба.

Примери за константи на равновесие за някои електролитни разтвори.

Да разгледаме един пример:

Ако метална мед се добави към разтвор, съдържащ сребърни йони, тогава в момента на равновесие концентрацията на медни йони трябва да бъде по-голяма от концентрацията на сребро.

Но константата има ниска стойност:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Което предполага, че до достигането на равновесие много малко сребърен хлорид се е разтворил.

Концентрациите на метална мед и сребро са включени в равновесната константа.

Йонно произведение на вода.

Таблицата по-долу съдържа следните данни:

Тази константа се нарича йонен продукт на вода, което зависи само от температурата. Според дисоциацията има един хидроксиден йон на 1 H+ йон. IN чиста водаконцентрацията на тези йони е една и съща: [ з + ] = [ОХ - ].

Оттук, [ з + ] = [ОХ- ] = = 10-7 mol/l.

Ако добавите към водата чуждо вещество, например солна киселина, концентрацията на водородни йони ще се увеличи, но йонният продукт на водата не зависи от концентрацията.

И ако добавите алкали, концентрацията на йони ще се увеличи и количеството водород ще намалее.

Концентрацията и са взаимосвързани: колкото по-голяма е едната стойност, толкова по-малка е другата.

Киселинност на разтвора (рН).

Киселинността на разтворите обикновено се изразява чрез концентрацията на йони H+.В кисела среда pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, в алкална - pH> 10 -7 mol/l.
Киселинността на разтвора се изразява чрез отрицателния логаритъм на концентрацията на водородни йони, т.е. pH.

pH = -lg[ з + ].

Връзката между константата и степента на дисоциация.

Помислете за пример за дисоциация на оцетна киселина:

Нека намерим константата:

Моларна концентрация C=1/V, заместете го в уравнението и получете:

Тези уравнения са Закон за размножаване на В. Оствалд, според който константата на дисоциация на електролита не зависи от разреждането на разтвора.

Електролитната дисоциация се характеризира количествено със степента на дисоциация. Степен на дисоциация а–това е отношението на броя на молекулите, дисоциирани на йони N diss.,към общия брой молекули на разтворения електролит N :

а =

а– фракцията от електролитни молекули, които са се разпаднали на йони.

Степента на дисоциация на електролита зависи от много фактори: природата на електролита, природата на разтворителя, концентрацията на разтвора и температурата.

Въз основа на способността им да дисоциират, електролитите условно се разделят на силни и слаби. Обикновено се наричат ​​електролити, които съществуват в разтвор само под формата на йони силен . Електролитите, които в разтворено състояние са отчасти под формата на молекули и отчасти под формата на йони, се наричат слаб .

Силните електролити включват почти всички соли, някои киселини: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, хидроксиди на алкални и алкалоземни метали (виж приложението, таблица 6).

Процесът на дисоциация на силни електролити продължава до завършване:

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

и в уравненията на дисоциацията се поставят знаци за равенство.

По отношение на силните електролити понятието "степен на дисоциация" е условно. " Явна степен на дисоциация (авсяка) под истинската (виж приложение, таблица 6). С увеличаване на концентрацията на силен електролит в разтвор се увеличава взаимодействието на противоположно заредените йони. Когато са достатъчно близо един до друг, те образуват партньори. Йоните в тях са разделени от слоеве от полярни водни молекули, заобикалящи всеки йон. Това влияе върху намаляването на електропроводимостта на разтвора, т.е. създава се ефектът на непълна дисоциация.

За да се вземе предвид този ефект, е въведен коефициент на активност g, който намалява с увеличаване на концентрацията на разтвора, вариращ от 0 до 1. За количествено описание на свойствата на разтворите на силни електролити се използва величина, наречена дейност (а).

Активността на йона се разбира като неговата ефективна концентрация, според която той действа в химични реакции.

Йонна активност ( а) е равна на неговата моларна концентрация ( СЪС), умножено по коефициента на активност (g):

А = ж СЪС.

Използването на активност вместо концентрация позволява да се приложат към решенията законите, установени за идеални решения.

Слабите електролити включват някои минерали (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) и повечето органични киселини(CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4 и др.), амониев хидроксид NH 4 OH и всички слабо разтворими основи във вода, органични амини.

Дисоциацията на слабите електролити е обратима. В разтвори на слаби електролити се установява равновесие между йони и недисоциирани молекули. В съответните уравнения на дисоциация се поставя знакът за обратимост („”). Например уравнението на дисоциация за слаба оцетна киселина е написано, както следва:

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

В разтвор на слаб бинарен електролит ( CA) се установява следното равновесие, характеризиращо се с равновесна константа, наречена константа на дисоциация ДА СЕд:

KA « K + + A - ,

.

Ако се разтвори 1 литър разтвор СЪСмолове електролит CAи степента на дисоциация е а, което означава дисоцииран aСмола електролит и се образува всеки йон aСбенки. В недисоциирано състояние остава ( СЪС – aС) бенки CA.

KA « K + + A - .

C – aС aС aС

Тогава константата на дисоциация ще бъде равна на:

(6.1)

Тъй като константата на дисоциация не зависи от концентрацията, получената зависимост изразява зависимостта на степента на дисоциация на слаб бинарен електролит от неговата концентрация. От уравнение (6.1) става ясно, че намаляването на концентрацията на слаб електролит в разтвора води до увеличаване на степента на неговата дисоциация. Уравнение (6.1) изразява Закон за разреждане на Оствалд .

За много слаби електролити (при а<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

ДА СЕд 2 C, или а“ (6.2)

Константата на дисоциация за всеки електролит е постоянна при дадена температура, не зависи от концентрацията на разтвора и характеризира способността на електролита да се разпада на йони. Колкото по-висок е Kd, толкова повече електролитът се дисоциира на йони. Константите на дисоциация на слабите електролити са представени в таблица (вижте приложението, таблица 3).

Измерването на степента на дисоциация на различни електролити показа, че отделните електролити при една и съща нормална концентрация на разтвори се дисоциират на йони по много различен начин.

Особено голяма е разликата в степента на дисоциация на киселините. Например азотна и солна киселина в 0,1 N. разтворите почти напълно се разпадат на йони; въглеродната, циановодородната и други киселини се дисоциират при същите условия само в малка степен.

От водоразтворимите основи (алкали) хидратът на амониевия оксид е слабо дисоциируем, други основи се дисоциират добре. Всички соли, с малки изключения, също се дисоциират добре на йони.

Разликата в степента на дисоциация на отделните киселини се определя от характера на валентната връзка между атомите, които образуват техните молекули. Колкото по-полярна е връзката между водорода и останалата част от молекулата, толкова по-лесно е да се раздели, толкова повече киселината ще се дисоциира.

Електролитите, които се дисоциират добре на йони, се наричат ​​силни електролити, за разлика от слабите електролити, които образуват само малък брой йони във водни разтвори. Разтворите на силни електролити запазват висока електропроводимост дори при много високи концентрации. Напротив, електропроводимостта на разтвори на слаби електролити бързо намалява с увеличаване на концентрацията. Силните електролити включват киселини като солна, азотна, сярна и някои други, след това основи (с изключение на NH 4 OH) и почти всички соли.

Полионови киселини и поликиселинни основи се дисоциират стъпаловидно. Например, молекулите на сярната киселина първо се дисоциират според уравнението

H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 '

или по-точно:

H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 '

Извличане на втория водороден йон съгласно уравнението

HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »

или

HSO 4 ' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "

вече е много по-трудно, тъй като трябва да преодолее привличането от двойно заредения SO 4 йон, който, разбира се, привлича водородния йон по-силно от еднократно заредения HSO 4 йон. Следователно вторият етап на дисоциация или, както се казва, вторична дисоциация се случва в много по-малъкстепен от първичната, а обикновените разтвори на сярна киселина съдържат само малък брой SO 4 йони "

Фосфорната киселина H 3 PO 4 се дисоциира в три етапа:

H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘

H2PO4⇄H + HPO 4"

HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’

Молекулите на H 3 PO 4 силно се дисоциират на йони H и H 2 PO 4 '. H 2 PO 4 ' йони се държат като по-слаба киселина и се дисоциират на H и HPO 4 ' в по-малка степен. HPO 4 йоните се дисоциират като много слаба киселина и почти не произвеждат H йони

и П.О. 4 "'

Основите, съдържащи повече от една хидроксилна група в молекулата, също се дисоциират стъпаловидно. Например:

Ba(OH) 2 ⇄ BaOH + OH’

VaON ⇄ Ba + OH'

Що се отнася до солите, нормалните соли винаги се дисоциират на метални йони и киселинни остатъци. Например:

CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "

Киселинните соли, подобно на многоосновните киселини, се дисоциират стъпаловидно. Например:

NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 ‘

HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »

Вторият етап обаче е много малък, така че разтворът на киселата сол съдържа само малък брой водородни йони.

Основните соли се дисоциират на основни и киселинни йони. Например:

Fe(OH)Cl 2 ⇄ FeOH + 2Сl"

Почти не се получава вторична дисоциация на основни остатъчни йони в метални и хидроксилни йони.

В табл 11 показва числените стойности на степента на дисоциация на някои киселини, основи и соли в 0 , 1 п. решения.

Намалява с увеличаване на концентрацията. Следователно в много концентрирани разтвори дори силните киселини са относително слабо дисоциирани. За

Таблица 11

Киселини, основи и соли в 0,1 N.разтвори при 18°

Електролит	Формула	Степен на дисоциация в %
Киселини
Соляная	НС1	92
Бромоводородна	HBr	92
Хидройодид	H.J.	. 92
Азот	HNO3	92
Сярна	з 2 SO 4	58
сяра	з 2 SO 3	34
Фосфор	з 3PO 4	27
Флуороводородна	HF	8,5
Оцет	CH3COOH	1,3
Угольная	H 2 CO3	0,17
Водороден сулфид	H2S	0,07
Синильная	HCN	0,01
Борная	з 3 BO 3	0,01
Основания
Бариев хидроксид	Ba(OH)2	92
Каустичен калий	кон	89
Натриев хидроксид	NaON	84
Амониев хидроксид	NH4OH	1,3
соли
Хлорид	KCl	86
Амониев хлорид	NH4CI	85
Хлорид	NaCl	84
Нитрат	KNO 3	83
	AgNO3	81
Оцетна киселина	NaCH3COO	79
Хлорид	ZnCl2	73
Сулфат	На 2 SO 4	69
Сулфат	ZnSO4	40
Сулфат

Слаби електролити

Слаби електролити- вещества, които частично се разпадат на йони. Разтворите на слаби електролити съдържат недисоциирани молекули заедно с йони. Слабите електролити не могат да произведат висока концентрация на йони в разтвора. Слабите електролити включват:

1) почти всички органични киселини (CH3COOH, C2H5COOH и др.);

2) някои неорганични киселини (H 2 CO 3, H 2 S и др.);

3) почти всички соли, основи и амониев хидроксид Ca 3 (PO 4) 2, които са слабо разтворими във вода; Cu(OH)2; А1(ОН)3; NH4OH;

Те провеждат електричество лошо (или почти никакво).

Концентрациите на йони в разтвори на слаби електролити се характеризират качествено със степента и константата на дисоциация.

Степента на дисоциация се изразява в части от единица или като процент (а = 0,3 е конвенционалната граница за разделяне на силни и слаби електролити).

Степента на дисоциация зависи от концентрацията на слабия електролитен разтвор. Когато се разрежда с вода, степента на дисоциация винаги се увеличава, т.к броят на молекулите на разтворителя (H 2 O) на молекула разтворено вещество се увеличава. Според принципа на Льо Шателие, равновесието на електролитната дисоциация в този случай трябва да се измести в посока на образуване на продукти, т.е. хидратирани йони.

Степента на електролитна дисоциация зависи от температурата на разтвора. Обикновено с повишаване на температурата степента на дисоциация се увеличава, т.к връзките в молекулите се активират, те стават по-подвижни и по-лесно се йонизират. Концентрацията на йони в слаб електролитен разтвор може да се изчисли, като се знае степента на дисоциация аи начална концентрация на веществото ° Св разтвор.

HAn = H + + An - .

Равновесната константа K p на тази реакция е константата на дисоциация K d:

K d = . / . (10.11)

Ако изразим равновесните концентрации по отношение на концентрацията на слабия електролит С и неговата степен на дисоциация α, получаваме:

K d = C. α. S. α/S. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)

Тази връзка се нарича Закон за разреждане на Оствалд. За много слаби електролити при α<<1 это уравнение упрощается:

K d = C. α 2. (10.13)

Това ни позволява да заключим, че при безкрайно разреждане степента на дисоциация α клони към единица.

Протолитично равновесие във вода:

,

,

При постоянна температура в разредени разтвори концентрацията на вода във водата е постоянна и равна на 55,5, ( )

, (10.15)

където K in е йонният продукт на водата.

Тогава =10 -7. На практика, поради удобството на измерване и записване, използваната стойност е водородният индекс (критерий) за силата на киселина или основа. по същия начин .

От уравнение (11.15): . При pH=7 – реакцията на разтвора е неутрална, при pH<7 – кислая, а при pH>7 – алкален.

При нормални условия (0°C):

, Тогава

Фигура 10.4 - pH на различни вещества и системи

10.7 Силни електролитни разтвори

Силните електролити са вещества, които при разтваряне във вода почти напълно се разпадат на йони. По правило силните електролити включват вещества с йонни или силно полярни връзки: всички силно разтворими соли, силни киселини (HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) и силни основи (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).

В силен електролитен разтвор разтвореното вещество се намира предимно под формата на йони (катиони и аниони); практически липсват недисоциирани молекули.

Основната разлика между силните и слабите електролити е, че равновесието на дисоциация на силните електролити е напълно изместено надясно:

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

и следователно константата на равновесие (дисоциация) се оказва несигурна величина. Намаляването на електрическата проводимост с увеличаване на концентрацията на силен електролит се дължи на електростатичното взаимодействие на йони.

Холандският учен Petrus Josephus Wilhelmus Debye и немският учен Erich Hückel, предлагайки модел, който формира основата на теорията за силните електролити, постулират:

1) електролитът напълно се дисоциира, но в относително разредени разтвори (C M = 0,01 mol. l -1);

2) всеки йон е заобиколен от обвивка от йони с противоположен знак. На свой ред всеки от тези йони е солватиран. Тази среда се нарича йонна атмосфера. По време на електролитното взаимодействие на йони с противоположни знаци е необходимо да се вземе предвид влиянието на йонната атмосфера. Когато катион се движи в електростатично поле, йонната атмосфера се деформира; удебелява се пред него и изтънява зад него. Тази асиметрия на йонната атмосфера има по-инхибиращ ефект върху движението на катиона, колкото по-висока е концентрацията на електролитите и толкова по-голям е зарядът на йоните. В тези системи понятието концентрация става двусмислено и трябва да бъде заменено от дейност. За бинарен електролит с един заряд KatAn = Kat + + An - активностите на катиона (a +) и аниона (a -) са съответно равни

a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)

където C + и C - са аналитичните концентрации съответно на катиона и аниона;

γ + и γ - са техните коефициенти на активност.

(10.17)

Невъзможно е да се определи активността на всеки йон поотделно, поради което за електролити с един заряд се използват средни геометрични стойности на активностите.

и коефициенти на активност.

Силните електролити, когато се разтварят във вода, почти напълно се дисоциират на йони, независимо от тяхната концентрация в разтвора.

Следователно в уравненията на дисоциация на силни електролити се използва знак за равенство (=).

Силните електролити включват:

Разтворими соли;

Много неорганични киселини: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Основи, образувани от алкални метали (LiOH, NaOH, KOH и др.) и алкалоземни метали (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).

Слабите електролити във водни разтвори само частично (обратимо) се дисоциират на йони.

Следователно в уравненията на дисоциация на слабите електролити се използва знакът за обратимост (⇄).

Слабите електролити включват:

Почти всички органични киселини и вода;

Някои неорганични киселини: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3 и др.;

Неразтворими метални хидроксиди: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2 и др.

Уравнения на йонни реакции

Уравнения на йонни реакции
Химичните реакции в разтвори на електролити (киселини, основи и соли) протичат с участието на йони. Крайният разтвор може да остане бистър (продуктите са силно разтворими във вода), но един от продуктите ще бъде слаб електролит; в други случаи ще настъпи утаяване или отделяне на газ.

За реакции в разтвори, включващи йони, се съставя не само молекулярното уравнение, но и пълното йонно уравнение и краткото йонно уравнение.
В йонните уравнения, според предложението на френския химик K. -L. Според Berthollet (1801) всички силни, лесно разтворими електролити се записват под формата на йонни формули, а утайките, газовете и слабите електролити се записват под формата на молекулни формули. Образуването на утаяване е отбелязано със знак „стрелка надолу“ (↓), а образуването на газове със знак „стрелка нагоре“ (). Пример за писане на уравнение на реакция с помощта на правилото на Berthollet:

а) молекулярно уравнение
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
б) пълно йонно уравнение
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - газ, H2O - слаб електролит)
в) кратко йонно уравнение
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O

Обикновено, когато пишат, те се ограничават до кратко йонно уравнение, като твърдите реагенти се обозначават с индекс (t), газообразните реагенти с индекс (g). Примери:

1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 е практически неразтворим във вода
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(пълните и кратките йонни уравнения са еднакви)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(повечето киселинни соли са силно разтворими във вода).

Ако в реакцията не участват силни електролити, йонната форма на уравнението отсъства:

Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O

БИЛЕТ №23

Хидролиза на соли

Солната хидролиза е взаимодействието на солни йони с вода за образуване на леко дисоцииращи частици.

Хидролизата буквално е разлагане с вода. Като дефинираме реакцията на солева хидролиза по този начин, подчертаваме, че солите в разтвора са под формата на йони и че движещата сила на реакцията е образуването на леко дисоцииращи частици (общо правило за много реакции в разтвори).

Хидролизата възниква само в случаите, когато йоните, образувани в резултат на електролитната дисоциация на солта - катион, анион или и двете заедно - са способни да образуват слабо дисоцииращи съединения с водни йони, а това от своя страна се случва, когато катионът е силно поляризиращ (катион на слаба основа), а анионът е лесно поляризиран (анион на слаба киселина). Това променя pH на околната среда. Ако катионът образува силна основа, а анионът образува силна киселина, тогава те не се подлагат на хидролиза.

1. Хидролиза на сол на слаба основа и силна киселинапреминава през катиона, може да се образува слаба основа или основна сол и рН на разтвора ще намалее

2. Хидролиза на сол на слаба киселина и силна основапреминава през аниона, може да се образува слаба киселина или кисела сол и pH на разтвора ще се повиши

3. Хидролиза на сол на слаба основа и слаба киселинаобикновено преминава напълно, за да образува слаба киселина и слаба основа; pH на разтвора се различава леко от 7 и се определя от относителната сила на киселината и основата

4. Хидролиза на сол на силна основа и силна киселина не се случва

Въпрос 24 Класификация на оксидите

Оксидисе наричат ​​сложни вещества, чиито молекули включват кислородни атоми в степен на окисление - 2 и някой друг елемент.

Оксидиможе да се получи чрез директно взаимодействие на кислород с друг елемент или индиректно (например по време на разлагането на соли, основи, киселини). При нормални условия оксидите са в твърди, течни и газообразни състояния; този тип съединения са много често срещани в природата. Оксидите се намират в земната кора. Ръждата, пясъкът, водата, въглеродният диоксид са оксиди.

Солеобразуващи оксиди Например,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Солеобразуващи оксиди- Това са оксиди, които образуват соли в резултат на химични реакции. Това са оксиди на метали и неметали, които при взаимодействие с вода образуват съответните киселини, а при взаимодействие с основи - съответните киселинни и нормални соли. Например,Медният оксид (CuO) е солеобразуващ оксид, тъй като например, когато реагира със солна киселина (HCl), се образува сол:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

В резултат на химични реакции могат да се получат други соли:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Несолеобразуващи оксидиТова са оксиди, които не образуват соли. Примерите включват CO, N2O, NO.