18.9: Виникнення, підготовка та сполуки кисню

Last updated
Save as PDF

Page ID: 22575

\( \newcommand{\vecs}[1]{\overset { \scriptstyle \rightharpoonup} {\mathbf{#1}} } \) \( \newcommand{\vecd}[1]{\overset{-\!-\!\rightharpoonup}{\vphantom{a}\smash {#1}}} \)\(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \(\newcommand{\id}{\mathrm{id}}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\) \( \newcommand{\kernel}{\mathrm{null}\,}\) \( \newcommand{\range}{\mathrm{range}\,}\) \( \newcommand{\RealPart}{\mathrm{Re}}\) \( \newcommand{\ImaginaryPart}{\mathrm{Im}}\) \( \newcommand{\Argument}{\mathrm{Arg}}\) \( \newcommand{\norm}[1]{\| #1 \|}\) \( \newcommand{\inner}[2]{\langle #1, #2 \rangle}\) \( \newcommand{\Span}{\mathrm{span}}\)

Цілі навчання

Опишіть властивості, підготовку та сполуки кисню
Опишіть одержання, властивості та використання деяких репрезентативних оксидів металів, пероксидів та гідроксидів

Кисень - найпоширеніший елемент на земній корі. Земна поверхня складається з кори, атмосфери та гідросфери. Близько 50% маси земної кори складається з кисню (поєднаного з іншими елементами, головним чином кремнієм). Кисень виникає у вигляді молекул O ₂ і, в обмеженій мірі, як молекули O ₃ (озону) в повітрі. Вона утворює близько 20% маси повітря. Близько 89% води по масі складається з комбінованого кисню. У поєднанні з вуглецем, воднем і азотом кисень становить велику частину рослин і тварин.

Кисень - це безбарвний газ без запаху та смаку при звичайних температурах. Він трохи щільніше повітря. Хоча він лише слабо розчинний у воді (49 мл газу розчиняється в 1 л при STP), розчинність кисню дуже важлива для водної життєдіяльності.

Велика частина кисню, виділеного комерційно, надходить з повітря, а решта - від електролізу води. Відділення кисню від повітря починається з охолодження і стиснення повітря до його розрідження. У міру нагрівання рідкого повітря кисень з його більш високою температурою кипіння (90 К) відокремлюється від азоту, який має більш низьку температуру кипіння (77 К). Можна розділяти інші компоненти повітря одночасно виходячи з відмінностей в їх температурах кипіння.

Кисень необхідний в таких процесах горіння, як спалювання палива. Рослини і тварини використовують кисень з повітря при диханні. Введення повітря, збагаченого киснем, є важливою медичною практикою, коли пацієнт отримує недостатнє надходження кисню через шок, пневмонію або якусь іншу хворобу.

Хімічна промисловість використовує кисень для окислення багатьох речовин. Значна кількість кисню, що виробляється комерційно, має важливе значення для видалення вуглецю з заліза під час виробництва сталі. Велика кількість чистого кисню також необхідна при виготовленні металів і при різанні та зварюванні металів киснево-водневими і киснево-ацетиленовими пальниками.

Рідкий кисень важливий для космічної галузі. Є окислювачем в ракетних двигунів. Він також є джерелом газоподібного кисню для життєзабезпечення в космосі.

Як ми знаємо, кисень дуже важливий для життя. Енергія, необхідна для підтримки нормальних функцій організму у людини та інших організмів, надходить від повільного окислення хімічних сполук. Кисень є кінцевим окислювачем в цих реакціях. У людини кисень переходить з легких в кров, де з'єднується з гемоглобіном, виробляючи оксигемоглобін. У такому вигляді кров транспортує кисень до тканин, де передається тканинам. Кінцевими продуктами є вуглекислий газ і вода. Кров переносить вуглекислий газ по венах до легенів, де кров виділяє вуглекислий газ і збирає інший запас кисню. Травлення та засвоєння їжі регенерують матеріали, що споживаються окисленням в організмі; звільнена енергія така ж, як якщо б їжа спалювалася поза тілом.

Зелені рослини постійно поповнюють кисень в атмосфері за допомогою процесу, званого фотосинтезом. Продукти фотосинтезу можуть відрізнятися, але, в цілому, процес перетворює вуглекислий газ і воду в глюкозу (цукор) і кисень, використовуючи енергію світла:

\ [\ почати {вирівняти} {3}
&\ ce {6CO2} (г)\ :+\: &&\ ce {6H2O} (л)
\:\ mathrm {\ underset {світло} {\ xrightarrow {хлорофіл}}\:
&&\ ce {C6H12O6} (q)\ :+\: &\ ce {6O2} г)\\
&\ mathrm {вуглець\\ діоксид} &\ ce {вода} &&\ ce { глюкоза} &&\ ce {кисень}
\ кінець {alignat}\ number\]

Таким чином, кисень, який став вуглекислим газом і водою в результаті обмінних процесів у рослин і тварин, повертається в атмосферу шляхом фотосинтезу.

При пропусканні сухого кисню між двома електрично зарядженими пластинами утворюється озон (О ₃, проілюстрований на малюнку\(\PageIndex{1}\)), алотроп кисню, що володіє характерним запахом. Освіта озону з кисню - це ендотермічна реакція, при якій енергія надходить від електричного розряду, тепла або ультрафіолету:

\[\ce{3O2}(g)\xrightarrow{\ce{electric\: discharge}}\ce{2O3}(g) \hspace{20px} ΔH°=\mathrm{287\: kJ} \nonumber \]

Різкий запах, пов'язаний з іскроутворення електрообладнання, обумовлений, частково, озоном.

альт — Малюнок\(\PageIndex{1}\): На зображенні показана зігнута молекула озону (O ₃) та резонансні структури, необхідні для опису її зв'язку.

Озон утворюється природним чином у верхній атмосфері під дією ультрафіолетового світла сонця на кисень там. Більшість атмосферного озону відбувається в стратосфері, шарі атмосфери, що простягається приблизно від 10 до 50 кілометрів над земною поверхнею. Цей озон діє як бар'єр для шкідливого ультрафіолетового світла від сонця, поглинаючи його за допомогою хімічної реакції розкладання:

\[\ce{O3}(g)\xrightarrow{\ce{ultraviolet\: light}}\ce{O}(g)+\ce{O2}(g) \nonumber \]

Реактивні атоми кисню рекомбінуються з молекулярним киснем для завершення циклу озону. Наявність стратосферного озону знижує частоту раку шкіри та інших шкідливих впливів ультрафіолетового випромінювання. Було чітко продемонстровано, що хлорфторуглеці, ХФУ (комерційно відомі як фреони), які були присутні як аерозольні пропелленти в балончиках і як холодоагенти, спричиняли виснаження озону в стратосфері. Це сталося тому, що ультрафіолетове світло також змушує CFC розкладатися, виробляючи атомний хлор. Атоми хлору реагують з молекулами озону, в результаті чого відбувається чисте видалення молекул O ₃ зі стратосфери. Цей процес детально досліджується в нашому висвітленні хімічної кінетики. У всьому світі проводяться зусилля щодо зменшення кількості ХФУ, що використовуються в комерційних цілях, і озонова діра вже починає зменшуватися в розмірах, оскільки атмосферні концентрації атомного хлору зменшуються. Хоча озон у стратосфері допомагає захистити нас, озон у тропосфері є проблемою. Цей озон є токсичним компонентом фотохімічного смогу.

Використання озону залежить від його реакційної активності з іншими речовинами. Його можна використовувати як відбілюючий засіб для масел, восків, тканин та крохмалю: Він окислює кольорові сполуки в цих речовині до безбарвних сполук. Це альтернатива хлору як дезінфікуючого засобу для води.

Реакція

Елементарний кисень є сильним окислювачем. Він вступає в реакцію з більшістю інших елементів і багатьма сполуками.

Реакція з елементами

Кисень реагує безпосередньо при кімнатній температурі або при підвищених температурах з усіма іншими елементами, крім благородних газів, галогенів і декількох перехідних металів другого і третього ряду з низькою реакційною здатністю (з більш високими відновними потенціалами, ніж мідь). Іржа - приклад реакції кисню з залізом. Більш активні метали утворюють пероксиди або супероксиди. Менш активні метали і неметали дають оксиди. Два приклади цих реакцій:

\[\ce{2Mg}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2MgO}(s) \nonumber \]

\[\ce{P4}(s)+\ce{5O2}(g)⟶\ce{P4O10}(s) \nonumber \]

Оксиди галогенів, принаймні одного з благородних газів, і металів з більш високими відновними потенціалами, ніж мідь, не утворюються при безпосередній дії елементів з киснем.

Реакція зі сполуками

Елементарний кисень також реагує з деякими сполуками. Якщо є можливість окислення будь-якого з елементів в даному з'єднанні, може статися подальше окислення киснем. Наприклад, сірководень H ₂ S містить сірку зі ступенем окислення 2−. Оскільки сірка не проявляє свого максимального ступеня окислення, ми очікуємо, що H ₂ S реагує з киснем. Це робить, даючи воду і діоксид сірки. Реакція така:

\[\ce{2H2S}(g)+\ce{3O2}(g)⟶\ce{2H2O}(l)+\ce{2SO2}(g) \nonumber \]

Також можливе окислення оксидів, таких як CO і P ₄ O ₆, які містять елемент з меншим ступенем окислення. Легкість, з якою елементарний кисень підхоплює електрони, відображається труднощами видалення електронів з кисню в більшості оксидів. З елементів тільки дуже реактивний фтор може окислювати оксиди з утворенням газоподібного кисню.

Оксиди, пероксиди та гідроксиди

Сполуки репрезентативних металів з киснем діляться на три категорії: (1) оксиди, що містять оксидні іони, O ²⁻; (2) пероксиди, що містять іони пероксидів\(\ce{O2^2-}\), з киснево-кисневими ковалентними одиночними зв'язками та дуже обмеженою кількістю супероксидів, містять супероксидні іони\(\ce{O2-}\), з киснево-кисневими ковалентними зв'язками, які мають порядок зв'язку\(\frac{3}{2}\), крім того, існують (3) гідроксиди, що містять гідроксидні іони, ОН ⁻. Всі представницькі метали утворюють оксиди. Деякі метали групи 2 також утворюють пероксиди, MO ₂, а метали групи 1 також утворюють пероксиди, M _{2 O ₂}, і супероксиди, MO ₂.

Оксиди

Можна отримати оксиди більшості репрезентативних металів шляхом нагрівання відповідних гідроксидів (утворюючи оксид і газоподібну воду) або карбонатів (утворюючи оксид і газоподібний СО ₂). Рівняння, наприклад, реакції:

\[\ce{2Al(OH)3}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{Al2O3}(s)+\ce{3H2O}(g) \nonumber \]

\[\ce{CaCO3}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{CaO}(s)+\ce{CO2}(g) \nonumber \]

Однак солі лужних металів, як правило, дуже стабільні і не розкладаються легко при нагріванні. Оксиди лужних металів виникають в результаті окислювально-відновних реакцій, що виникають при нагріванні нітратів або гідроксидів з металами. Рівняннями для реакцій зразка є:

\[\ce{2KNO3}(s)+\ce{10K}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{6K2O}(s)+\ce{N2}(g) \nonumber \]

\[\ce{2LiOH}(s)+\ce{2Li}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{2Li2O}(s)+\ce{H2}(g) \nonumber \]

За винятком оксиду ртуті (II) можна отримати оксиди металів груп 2-15 шляхом спалювання відповідного металу на повітрі. Найважчий член кожної групи, член, для якого ефект інертної пари найбільш виражений, утворює оксид, в якому ступінь окислення іона металу на два менше, ніж ступінь групового окислення (ефект інертної пари). Так, Tl ₂ O, PbO і Bi ₂ O ₃ утворюються при спалюванні талію, свинцю і вісмуту відповідно. Оксиди легших членів кожної групи виявляють ступінь окислення групи. Наприклад, утворюється СnO ₂ з палаючого олова. Оксид ртуті (II), HgO, утворюється повільно, коли ртуть нагрівається нижче 500° C; він розкладається при більш високих температурах.

Спалювання членів груп 1 і 2 на повітрі не є підходящим способом утворення оксидів цих елементів. Ці метали досить реактивні, щоб з'єднатися з азотом в повітрі, тому вони утворюють суміші оксидів і іонних нітридів. Кілька також утворюють пероксиди або супероксиди при нагріванні на повітрі.

Всі іонні оксиди містять іон оксиду, дуже потужний акцептор іонів водню. За винятком дуже нерозчинного оксиду алюмінію, Al ₂ O ₃, олова (IV), SnO ₂ і свинцю (IV), PbO ₂, оксиди представницьких металів вступають в реакцію з кислотами з утворенням солей. Деякі рівняння для цих реакцій:

\[\ce{Na2O}+\ce{2HNO3}(aq)⟶\ce{2NaNO3}(aq)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

\[\ce{CaO}(s)+\ce{2HCL}(aq)⟶\ce{CaCl2}(aq)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

\[\ce{SnO}(s)+\ce{2HClO4}(aq)⟶\ce{Sn(ClO4)2}(aq)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

Оксиди металів груп 1 і 2 і оксиду талію (I) вступають в реакцію з водою і утворюють гідроксиди. Прикладами таких реакцій є:

\[\ce{Na2O}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{NaOH}(aq) \nonumber \]

\[\ce{CaO}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq) \nonumber \]

\[\ce{Tl2O}(s)+\ce{H2O}(aq)⟶\ce{2TlOH}(aq) \nonumber \]

Оксиди лужних металів мають невелику промислову корисність, на відміну від оксиду магнію, оксиду кальцію та оксиду алюмінію. Оксид магнію важливий при виготовленні вогнетривкої цегли, тиглів, футеровок печей та теплоізоляції - додатків, які вимагають хімічної та термічної стабільності. Оксид кальцію, який іноді називають негашеним вапном або вапном на промисловому ринку, дуже реактивний, і його основні види використання відображають його реакційну здатність. Чистий оксид кальцію випромінює інтенсивне біле світло при нагріванні до високої температури (як показано на малюнку\(\PageIndex{2}\):). Блоки оксиду кальцію, нагріті газовим полум'ям, були сценічними вогнями в театрах, перш ніж була доступна електроенергія. Це джерело фрази «в центрі уваги».

Оксид кальцію і гідроксид кальцію - недорогі основи, широко використовувані в хімічній обробці, хоча більшість корисних продуктів, приготованих з них, не містять кальцію. Оксид кальцію, СаО, виготовляється шляхом нагрівання карбонату кальцію, CaCo ₃, який широко і недорого доступний у вигляді черепашок вапняку або устриць:

\[\ce{CaCO3}(s)⟶\ce{CaO}(s)+\ce{CO2}(g) \nonumber \]

Хоча ця реакція розкладання є оборотною, можна отримати 100% вихід СаО, дозволяючи CO ₂ вийти. Приготувати гідроксид кальцію можна по знайомої кислотно-лужної реакції розчинного оксиду металу з водою:

\[\ce{CaO}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(s) \nonumber \]

Як основи корисні як СаО, так і Са (ОН) ₂, вони приймають протони і нейтралізують кислоти.

Глинозем (Al ₂ O ₃) зустрічається в природі як мінеральний корунд, дуже тверда речовина, що використовується як абразив для шліфування та полірування. Корунд важливий для торгівлі ювелірними виробами, як рубін і сапфір. Колір рубіна обумовлений наявністю невеликої кількості хрому; інші домішки виробляють найрізноманітніші кольори, можливі для сапфірів. Штучні рубіни і сапфіри тепер виготовляються шляхом плавлення оксиду алюмінію (температура плавлення = 2050° C) з невеликою кількістю оксидів для отримання бажаних кольорів і охолодження розплаву таким чином, щоб отримати великі кристали. Рубінові лазери використовують синтетичні кристали рубіна.

Оксид цинку, ZnO, був корисним пігментом білої фарби; однак забруднюючі речовини мають тенденцію знебарвлювати сполуку. З'єднання має важливе значення і при виготовленні автомобільних шин та інших гумотехнічних виробів, і при приготуванні лікувальних мазей. Наприклад, сонцезахисні засоби на основі оксиду цинку, як показано на малюнку\(\PageIndex{3}\), допомагають запобігти сонячним опікам. Оксид цинку в цих сонцезахисних кремах присутній у вигляді дуже дрібних зерен, відомих як наночастинки. Діоксид свинцю є складовою частиною заряджених свинцевих акумуляторних батарей. Свинець (IV) має тенденцію повертатися до більш стабільного іона свинцю (II), отримуючи два електрони, тому діоксид свинцю є потужним окислювачем.

Пероксиди і супероксиди

Пероксиди і супероксиди є сильними окислювачами і важливі в хімічних процесах. Перекис водню, Н ₂ О ₂, приготований з пероксидів металів, є важливим відбілювачем і дезінфікуючим засобом. Пероксиди і супероксиди утворюються, коли оксиди металів або металів груп 1 і 2 вступають в реакцію з чистим киснем при підвищених температурах. Пероксид натрію та пероксиди кальцію, стронцію та барію утворюють шляхом нагрівання відповідного металу або оксиду металу в чистому кисні:

\[\ce{2Na}(s)+\ce{O2}(g)\xrightarrow{Δ}\ce{Na2O2}(s) \nonumber \]

\[\ce{2Na2O}(s)+\ce{O2}(g)\xrightarrow{Δ}\ce{2Na2O2}(s) \nonumber \]

\[\ce{2SrO}(s)+\ce{O2}(g)\xrightarrow{Δ}\ce{2SrO2}(s) \nonumber \]

Пероксиди калію, рубідію та цезію можна отримати шляхом нагрівання металу або його оксиду в ретельно контрольованій кількості кисню:

\[\ce{2K}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{K2O2}(s) \hspace{20px} \mathrm{(2\:mol\: K\: per\: mol\: O_2)} \nonumber \]

При надлишку кисню утворюються супероксиди КО ₂, rBO ₂, CsO ₂. Наприклад:

\[\ce{K}(s)+\ce{O2}(g)⟶\ce{KO2}(s) \hspace{20px} \ce{(1\: mol\: K\: per\: mol\: O_2)} \nonumber \]

Стабільність пероксидів і супероксидів лужних металів збільшується зі збільшенням розміру катіону.

Гідроксиди

Гідроксиди - це сполуки, що містять OH ⁻ іон. Приготувати ці сполуки можна двома загальними типами реакцій. Розчинні гідроксиди металів можуть бути отримані в результаті реакції металу або оксиду металу з водою. Нерозчинні гідроксиди металів утворюються, коли розчин розчинної солі металу з'єднується з розчином, що містить гідроксидні іони.

За винятком берилію і магнію, метали груп 1 і 2 вступають в реакцію з водою з утворенням гідроксидів і газу водню. Приклади таких реакцій включають:

\[\ce{2Li}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{2LiOH}(aq)+\ce{H2}(g) \nonumber \]

\[\ce{Ca}(s)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq)+\ce{H2}(g) \nonumber \]

Однак ці реакції можуть бути бурхливими та небезпечними; тому краще виробляти розчинні гідроксиди металів реакцією відповідного оксиду з водою:

\[\ce{Li2O}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{2LiOH}(aq) \nonumber \]

\[\ce{CaO}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{Ca(OH)2}(aq) \nonumber \]

Більшість оксидів металів є базовими ангідридами. Це очевидно для розчинних оксидів, оскільки вони утворюють гідроксиди металів. Більшість інших оксидів металів нерозчинні і не утворюють гідроксидів у воді; однак вони все ще є базовими ангідридами, оскільки вони будуть реагувати з кислотами.

Нерозчинні гідроксиди берилію, магнію та інших репрезентативних металів можна отримати шляхом додавання гідроксиду натрію в розчин солі відповідного металу. Чисті іонні рівняння для реакцій, що включають сіль магнію, сіль алюмінію та сіль цинку, є:

\[\ce{Mg^2+}(aq)+\ce{2OH-}(aq)⟶\ce{Mg(OH)2}(s) \nonumber \]

\[\ce{Al^3+}(aq)+\ce{3OH-}(aq)⟶\ce{Al(OH)3}(s) \nonumber \]

\[\ce{Zn^2+}(aq)+\ce{2OH-}(aq)⟶\ce{Zn(OH)2}(s) \nonumber \]

Надлишок гідроксиду необхідно уникати при приготуванні гідроксидів алюмінію, галію, цинку і олова (II), інакше гідроксиди розчиняться з утворенням відповідних комплексних іонів:\(\ce{Al(OH)4-}\),\(\ce{Ga(OH)4-}\),\(\ce{Zn(OH)4^2-}\), і\(\ce{Sn(OH)3-}\) (рис.\(\PageIndex{4}\)). Важливим аспектом складних іонів для цієї глави є те, що вони утворюються в результаті кислотно-лужної реакції Льюїса, а метал - кислота Льюїса.

Промисловість використовує велику кількість гідроксиду натрію в якості дешевої, міцної основи. Хлорид натрію є вихідним матеріалом для виробництва NaOH, оскільки NaCl є менш дорогим вихідним матеріалом, ніж оксид. Гідроксид натрію входить в топ-10 хімічних речовин на виробництві в США, і це виробництво було практично повністю шляхом електролізу розчинів хлориду натрію. Цей процес є хлорлужним процесом, і це основний метод отримання хлору.

Гідроксид натрію є іонним з'єднанням і плавиться без розкладання. Він дуже розчинний у воді, виділяючи велику кількість тепла і утворюючи дуже основні розчини: 40 грам гідроксиду натрію розчиняється всього в 60 грамах води при 25 °С Гідроксид натрію застосовується у виробництві інших сполук натрію і використовується для нейтралізації кислих розчинів при виробництві інші хімічні речовини, такі як нафтохімія та полімери.

Багато застосувань гідроксидів призначені для нейтралізації кислот (таких як антацид, показаний на малюнку\(\PageIndex{5}\)) і для отримання оксидів шляхом термічного розкладання. Водна суспензія гідроксиду магнію становить антацидне молоко магнезії. Через свою готовність (від реакції води з оксидом кальцію, отриманої розкладанням вапняку, CaCo ₃), низькою вартістю та активністю, гідроксид кальцію широко використовується в комерційних цілях, які потребують дешевої, міцної основи. Реакція гідроксидів з відповідними кислотами також використовується для приготування солей.

Хлор-лужний процес

Хоча вони дуже різні хімічно, існує зв'язок між хлором та гідроксидом натрію, оскільки існує важливий електрохімічний процес, який виробляє дві хімічні речовини одночасно. Процес, відомий як хлор-лужний процес, використовує хлорид натрію, який відбувається у великих родовищах у багатьох куточках світу. Це електрохімічний процес окислення іона хлориду до хлору та утворення гідроксиду натрію.

Проходження постійного струму електрики через розчин NaCl змушує іони хлориду мігрувати на позитивний електрод, де окислення до газоподібного хлору відбувається, коли іон віддає електрон електроду:

\[\ce{2Cl-}(aq)⟶\ce{Cl2}(g)+\ce{2e-} \hspace{20px} \textrm{(at the positive electrode)} \nonumber \]

Вироблені електрони рухаються по зовнішньому електричному ланцюгу до негативного електрода. Хоча позитивні іони натрію мігрують до цього негативного електрода, металевий натрій не утворюється, оскільки іони натрію занадто важко зменшити в використовуваних умовах. (Нагадаємо, що металевий натрій досить активний, щоб реагувати з водою і, отже, навіть якщо він виробляється, негайно реагує з водою, щоб знову виробляти іони натрію.) Натомість молекули води забирають електрони з електрода і піддаються відновленню з утворенням газового водню та гідроксидних іонів:

\[\ce{2H2O}(l)+\ce{2e-}\textrm{ (from the negative electrode)}⟶\ce{H2}(g)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

Загальним результатом є перетворення водного розчину NaCl у водний розчин NaOH, газоподібний Cl ₂ і газоподібний H ₂:

\[\ce{2Na+}(aq)+\ce{2Cl-}(aq)+\ce{2H2O}(l)\xrightarrow{\ce{electrolysis}}\ce{2Na+}(aq)+\ce{2OH-}(aq)+\ce{Cl2}(g)+\ce{H2}(g) \nonumber \]

Неметалеві сполуки кисню

Більшість неметалів реагують з киснем з утворенням неметалевих оксидів. Залежно від наявних ступенів окислення елемента, можуть утворюватися різні оксиди. Фтор буде поєднуватися з киснем, утворюючи фториди, такі як OF ₂, де кисень має ступінь окислення 2 +.

Сполуки кисню сірки

Двома поширеними оксидами сірки є діоксид сірки, _{SO 2} та триоксид сірки, SO ₃. Запах пекучої сірки виходить від діоксиду сірки. Діоксид сірки, показаний на малюнку\(\PageIndex{6}\), зустрічається в вулканічних газах і в атмосфері поблизу промислових підприємств, які спалюють паливо, що містить сполуки сірки.

Комерційне виробництво діоксиду сірки відбувається від спалювання сірки або випалу сульфідних руд, таких як ZnS, FeS ₂ та Cu ₂ S на повітрі. (Обпал, який утворює оксид металу, є першим кроком у відділенні багатьох металів від їх руд.) Зручним способом приготування діоксиду сірки в лабораторії є дія сильної кислоти або на сульфітні солі, що містять\(\ce{SO3^2-}\) іон, або сірководневі солі\(\ce{HSO3-}\). Спочатку утворюється сірчиста кислота H ₂ SO ₃, але швидко розкладається на діоксид сірки і воду. Діоксид сірки також утворюється, коли багато відновники вступають в реакцію з гарячою концентрованою сірчаною кислотою. Триоксид сірки утворюється повільно при нагріванні діоксиду сірки і кисню разом, і реакція екзотермічна:

\[\ce{2SO2}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2SO3}(g) \hspace{20px} ΔH°=\mathrm{−197.8\:kJ} \nonumber \]

Діоксид сірки - це газ кімнатної температури, а молекула _{SO 2} вигнута. Триоксид сірки плавиться при 17 °С і кипить при 43 °С У пароподібному стані її молекули становлять одиниці SO ₃ (рис.\(\PageIndex{7}\)), але в твердому стані SO ₃ існує в декількох полімерних формах.

Оксиди сірки реагують як кислоти Льюїса з багатьма оксидами та гідроксидами в кислотно-лужних реакціях Льюїса, з утворенням сульфітів або сірководню, а також сульфатів або сірководню відповідно.

Галогенні з'єднання кисню

Галогени безпосередньо не реагують з киснем, але можна готувати бінарні киснево-галогенні сполуки реакціями галогенів з кисневмісними сполуками. Кисневі сполуки з хлором, бромом та йодом є оксидами, оскільки кисень є більш електронегативним елементом у цих сполуках. З іншого боку, сполуки фтору з киснем є фторидами, оскільки фтор є більш електронегативним елементом.

Як клас, оксиди надзвичайно реактивні і нестійкі, а їх хімія має мало практичного значення. Оксид дихлору, офіційно званий окисом дихлору, і діоксид хлору, обидва показані на малюнку\(\PageIndex{8}\), є єдиними комерційно важливими сполуками. Вони важливі як відбілюючі засоби (для використання з м'якоттю і борошном) і для очищення води.

Неметалеві оксикислоти та їх солі

Оксиди неметалів утворюють кислоти, коли дозволяють вступати в реакцію з водою; це кислотні ангідриди. Отримані оксианіони можуть утворювати солі з різними іонами металів.

Оксикислоти азоту і солі

Пентаоксид азоту, N ₂ O ₅ і NO ₂ реагують з водою з утворенням азотної кислоти, HNO ₃. Алхіміки ще в восьмому столітті знали азотну кислоту (показано на малюнку\(\PageIndex{9}\)) як aqua fortis (мається на увазі «сильна вода»). Кислота була корисна при відділенні золота від срібла, оскільки розчиняє срібло, але не золото. Сліди азотної кислоти виникають в атмосфері після грози, а її солі широко поширені в природі. Є величезні поклади чилійської селітри, NaNo ₃, в пустельному регіоні поблизу кордону Чилі і Перу. Бенгальська селітра, КНО ₃, зустрічається в Індії і в інших країнах Далекого Сходу.

У лабораторії можна виробляти азотну кислоту шляхом нагрівання нітратної солі (наприклад, нітрату натрію або калію) з концентрованою сірчаною кислотою:

\[\ce{NaNO3}(s)+\ce{H2SO4}(l)\xrightarrow{Δ}\ce{NaHSO4}(s)+\ce{HNO3}(g) \nonumber \]

Процес O stwald є комерційним методом отримання азотної кислоти. Цей процес включає окислення аміаку до оксиду азоту, NO; окислення оксиду азоту до діоксиду азоту, NO ₂; і подальше окислення та гідратацію діоксиду азоту з утворенням азотної кислоти:

\[\ce{4NH3}(g)+\ce{5O2}(g)⟶\ce{4NO}(g)+\ce{6H2O}(g) \nonumber \]

\[\ce{2NO}(g)+\ce{O2}(g)⟶\ce{2NO2}(g) \nonumber \]

\[\ce{3NO2}(g)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{2HNO3}(aq)+\ce{NO}(g) \nonumber \]

або

\[\ce{4NO2}(g)+\ce{O2}(g)+\ce{2H2O}(g)⟶\ce{4HNO3}(l) \nonumber \]

Чиста азотна кислота - безбарвна рідина. Однак він часто буває жовтого або коричневого кольору, оскільки NO ₂ утворюється, коли кислота розкладається. Азотна кислота стабільна у водному розчині; розчини, що містять 68% кислоти, є комерційно доступною концентрованою азотною кислотою. Це як сильний окислювач, так і сильна кислота.

Дія азотної кислоти на метал рідко виробляє Н ₂ (шляхом зменшення Н ⁺) в більш ніж малих кількостях. Замість цього відбувається відновлення азоту. Утворені продукти залежать від концентрації кислоти, активності металу, температури. У нормі утворюється суміш нітратів, оксидів азоту, різних продуктів відновлення. Менш активні метали, такі як мідь, срібло та свинець, зменшують концентровану азотну кислоту переважно до діоксиду азоту. Реакція розведеної азотної кислоти з міддю виробляє NO. У кожному конкретному випадку нітратні солі металів кристалізуються при випаровуванні одержуваних розчинів.

Неметалеві елементи, такі як сірка, вуглець, йод і фосфор, піддаються окисленню концентрованою азотною кислотою до їх оксидів або оксикислот з утворенням NO ₂:

\[\ce{S}(s)+\ce{6HNO3}(aq)⟶\ce{H2SO4}(aq)+\ce{6NO2}(g)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

\[\ce{C}(s)+\ce{4HNO3}(aq)⟶\ce{CO2}(g)+\ce{4NO2}(g)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Азотна кислота окислює багато сполук; наприклад, концентрована азотна кислота легко окислює соляну кислоту до хлору і діоксиду хлору. Суміш однієї частини концентрованої азотної кислоти і трьох частин концентрованої соляної кислоти (називається aqua regia, що означає королівська вода) енергійно реагує з металами. Ця суміш особливо корисна при розчиненні золота, платини та інших металів, які важче окислюються, ніж водень. Спрощене рівняння для представлення дії аква-регії на золото:

\[\ce{Au}(s)+\ce{4HCl}(aq)+\ce{3HNO3}(aq)⟶\ce{HAuCl4}(aq)+\ce{3NO2}(g)+\ce{3H2O}(l) \nonumber \]

Відео\(\PageIndex{1}\): Хоча золото, як правило, нереактивне, ви можете подивитися відео складної суміші сполук, присутніх в акварегії, розчиняючи його в розчині.

Нітрати, солі азотної кислоти утворюються, коли метали, оксиди, гідроксиди або карбонати вступають в реакцію з азотною кислотою. Більшість нітратів розчинні у воді; дійсно, одним із значних застосувань азотної кислоти є приготування розчинних нітратів металів.

Азотна кислота знаходить широке застосування в лабораторії та в хімічній промисловості як сильна кислота і сильний окислювач. Він важливий при виготовленні вибухових речовин, барвників, пластмас, наркотиків. Солі азотної кислоти (нітрати) цінні як добрива. Порох являє собою суміш калійної селітри, сірки та деревного вугілля.

Реакція N ₂ O ₃ з водою дає блідо-блакитний розчин азотної кислоти, HNO ₂. Однак ГНО ₂ (показано на малюнку\(\PageIndex{10}\)) легше приготувати шляхом додавання кислоти в розчин нітриту; азотна кислота є слабкою кислотою, тому нітрит-іон є основним у водному розчині:

\[\ce{NO2-}(aq)+\ce{H3O+}(aq)⟶\ce{HNO2}(aq)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

Азотна кислота дуже нестійка і існує тільки в розчині. Він непропорційно повільно при кімнатній температурі (швидко при нагріванні) в азотну кислоту і оксид азоту. Азотна кислота є активним окислювачем з сильними відновниками, а сильні окислювачі окислюють його до азотної кислоти.

Нітрит натрію, NaNO ₂, є добавкою до м'яса, такого як хот-доги та м'ясне нарізка. Іон нітриту виконує дві функції. Він обмежує ріст бактерій, які можуть спричинити харчове отруєння, і продовжує збереження м'яса свого червоного кольору. Додавання нітриту натрію до м'ясних продуктів є суперечливим, оскільки азотна кислота реагує з певними органічними сполуками, утворюючи клас сполук, відомих як нітрозаміни. Нітрозаміни виробляють рак у лабораторних тварин. Це спонукало FDA обмежити кількість NaNaO ₂ в продуктах харчування.

Нітрити набагато стійкіші, ніж кислота, але нітрити, як і нітрати, можуть вибухнути. Нітрити, як і нітрати, також розчинні у воді (AgNO ₂ лише слабо розчинний).

Фосфорні оксикислоти і солі

Чиста ортофосфорна кислота, H ₃ PO ₄ (рис.\(\PageIndex{11}\)), утворює безбарвні, розпливаються кристали, які плавиться при 42° C. загальна назва цієї сполуки - фосфорна кислота, і комерційно доступна у вигляді в'язкого 82% розчину, відомого як сиропова фосфорна кислота. Одне застосування фосфорної кислоти є як добавка до багатьох безалкогольних напоїв.

Одним з комерційних методів отримання ортофосфорної кислоти є обробка кальцієвої фосфатної породи концентрованою сірчаною кислотою:

\[\ce{Ca3(PO4)2}(s)+\ce{3H2SO4}(aq)⟶\ce{2H3PO4}(aq)+\ce{3CaSO4}(s) \nonumber \]

Розведення продуктів водою з подальшою фільтрацією для видалення сульфату кальцію дає розбавлений розчин кислоти, забруднений дигідрофосфатом кальцію, Ca (H _{2 PO ₄) ₂} та іншими сполуками, пов'язаними з фосфатною породою кальцію. Можна приготувати чисту ортофосфорну кислоту шляхом розчинення Р ₄ О ₁₀ у воді.

Дія води на Р ₄ О ₆, ПКл ₃, PBr ₃ або ПІ ₃ утворює фосфорну кислоту H ₃ PO ₃ (показано на малюнку\(\PageIndex{12}\)). Кращим методом отримання чистої фосфорної кислоти є гідроліз трихлориду фосфору:

\[\ce{PCl3}(l)+\ce{3H2O}(l)⟶\ce{H3PO3}(aq)+\ce{3HCl}(g) \nonumber \]

Нагрівання отриманого розчину виганяє хлористий водень і призводить до випаровування води. При випаровуванні достатньої кількості води при охолодженні з'являться білі кристали фосфорної кислоти. Кристали розпливаються, дуже розчинні у воді і мають запах, як у часнику. Тверда речовина плавиться при температурі 70,1° C і розкладається при температурі близько 200° C шляхом диспропорції на фосфін і ортофосфорну кислоту:

\[\ce{4H3PO3}(l)⟶\ce{PH3}(g)+\ce{3H3PO4}(l) \nonumber \]

Малюнок\(\PageIndex{12}\): У молекулі фосфорної кислоти H ₃ PO ₃ кислі лише два атоми водню, пов'язані з атомом кисню.

Фосфорна кислота утворює лише два ряди солей, які містять іон дигідрофосфіту\(\ce{H2PO3-}\), або іон гідрофосфату відповідно.\(\ce{HPO3^2-}\) Замінити третій атом водню неможливо, оскільки він не дуже кислий, оскільки іонізувати P-H зв'язок непросто.

Сірчані оксикислоти і солі

Отримання сірчаної кислоти, H ₂ SO ₄ (рис.\(\PageIndex{13}\)), починається з окислення сірки в триоксид сірки з подальшим перетворенням триоксиду в сірчану кислоту. Чиста сірчана кислота - безбарвна масляниста рідина, яка замерзає при 10,5 °С, при нагріванні вона випаровується через те, що кислота розкладається на воду і триоксид сірки. Процес нагрівання викликає втрату більше триоксиду сірки, ніж води, до досягнення концентрації кислоти 98,33%. Кислота цієї концентрації закипає при температурі 338 °С без подальшої зміни концентрації (постійний киплячий розчин) і є комерційно концентрованим H ₂ SO ₄. Кількість сірчаної кислоти, що використовується в промисловості, перевищує кількість будь-якого іншого виготовленого з'єднання.

Сильна спорідненість концентрованої сірчаної кислоти до води робить її хорошим зневоднюючим агентом. Можна сушити гази і незмішувані рідини, які не вступають в реакцію з кислотою, пропускаючи їх через кислоту.

Сірчана кислота - сильна дипротова кислота, яка іонізується в дві стадії. У водному розчині перша стадія по суті завершена. Вторинна іонізація не настільки повна, і\(\ce{HSO4-}\) являє собою помірно сильну кислоту (близько 25% іонізується в розчині\(\ce{HSO4-}\) солі: K _a = 1,2 × 10 ⁻²).

Будучи дипротовою кислотою, сірчана кислота утворює як сульфати, такі як Na ₂ SO ₄, так і сірководневі, такі як NaHSO ₄. Більшість сульфатів розчинні у воді; однак сульфати барію, стронцію, кальцію та свинцю лише слабо розчинні у воді.

Серед важливих сульфатів є Na ₂ SO ₄ ⋅10H ₂ O та солі Epsom, MgSO ₄ ⋅7H ₂ O. Оскільки\(\ce{HSO4-}\) іон є кислотою, сірководень, такі як NaHSO ₄, проявляють кислотну поведінку, і ця сполука є основним інгредієнтом у деяких побутові миючі засоби.

Гаряча, концентрована сірчана кислота є окислювачем. Залежно від його концентрації, температури і міцності відновника сірчана кислота окислює багато сполук і в процесі відбувається відновлення до SO ₂,,\(\ce{HSO3-}\), S\(\ce{SO3^2-}\), H ₂ S_, або S ²⁻.

Діоксид сірки розчиняється у воді з утворенням розчину сірчистої кислоти, як очікується для оксиду неметалу. Сірчиста кислота нестійка, і виділити безводний Н ₂ SO ₃ не представляється можливим. Нагрівання розчину сірчистої кислоти виганяє діоксид сірки. Як і інші дипротові кислоти, сірчиста кислота іонізується в два етапи: утворюється іон сірководню та сульфіт-іон.\(\ce{HSO3-}\)\(\ce{SO3^2-}\) Сірчиста кислота - помірно сильна кислота. Іонізація становить близько 25% на першому етапі, але на другому вона набагато менше (К _a1 = 1,2 × 10 ⁻² і K _a2 = 6,2 × 10 ⁻⁸).

Для того щоб приготувати тверді сульфітні і сірководневі солі, необхідно додати стехіометричну кількість основи в розчин сірчистої кислоти і потім випаровувати воду. Ці солі також утворюються в результаті реакції SO ₂ з оксидами і гідроксидами. Нагрівання твердого сірководню натрію утворює сульфіт натрію, діоксид сірки та воду:

\[\ce{2NaHSO3}(s)\xrightarrow{Δ}\ce{Na2SO3}(s)+\ce{SO2}(g)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

Сильні окислювачі можуть окислювати сірчану кислоту. Кисень в повітрі повільно окислює його до більш стійкої сірчаної кислоти:

\[\ce{2H2SO3}(aq)+\ce{O2}(g)+\ce{2H2O}(l)\xrightarrow{Δ}\ce{2H3O+}(aq)+\ce{2HSO4-}(aq) \nonumber \]

Розчини сульфітів також дуже сприйнятливі до окислення повітря з отриманням сульфатів. Так, розчини сульфітів завжди містять сульфати після впливу повітря.

Галогенні оксикислоти та їх солі

Сполуки HXO, HXO ₂, HXO ₃ та HXO ₄, де X представляє Cl, Br або I, є гіпокаліозними, галоподібними, галовими та пергальними кислотами відповідно. Сильні сторони цих кислот збільшуються від гіпокаліозних кислот, які є дуже слабкими кислотами, до пергалових кислот, які є дуже сильними. Таблиця\(\PageIndex{1}\) перераховує відомі кислоти, а там, де відомо, їх значення pK _a наведені в дужках.

Таблиця\(\PageIndex{1}\): Оксикислоти галогенів
Ім'я	Фтор	хлор	Бром	Йод
гіпокалійний	ХОФ	Хокль (7.5)	Гобр (8.7)	ХОЙ (11)
галуозний		ХЛО (_2,0)
галієць		ХЛО ₃	Бро ₃	ХІО (_30.8)
пергалічних		ХЛО ₄	Бро ₄	ХІО (_4.6)
парафальний				Н ₅ ІО ₆ (1.6)

Єдиною відомою оксикислотою фтору є дуже нестійка гіпофторсодержащая кислота, HOF, яка готується реакцією газоподібного фтору з льодом:

\[\ce{F2}(g)+\ce{H2O}(s)⟶\ce{HOF}(g)+\ce{HF}(g) \nonumber \]

Сполука дуже нестійка і розкладається вище −40 °С, ця сполука не іонізується у воді, а також відсутні відомі солі. Невідомо, чи підходить назва гіпофтористої кислоти навіть для HOF; більш відповідною назвою може бути гіпофлюорит водню.

Реакції хлору та брому з водою аналогічні реакціям фтору з льодом, але ці реакції не доходять до завершення, і в результаті суміші галогену та відповідних гіпогалогенних та гідрогальних кислот. Крім HOF, гіпокаліозні кислоти існують лише в розчині. Гіпокаліозні кислоти - це дуже слабкі кислоти; однак, HoCl є сильнішою кислотою, ніж HoBr, яка, в свою чергу, сильніша за HOI.

При додаванні основи до розчинів гіпокалітних кислот утворюються розчини солей, що містять основні іони гіпогаліту, OX ⁻. Можна виділити ці солі як тверді речовини. Всі гіпохаліти нестабільні щодо диспропорції в розчині, але реакція на гіпохлорит повільна. Гіпоброміт і гіпойодит непропорційно швидко, навіть на холоді:

\[\ce{3XO-}(aq)⟶\ce{2X-}(aq)+\ce{XO3-}(aq) \nonumber \]

Гіпохлорит натрію - недорогий відбілювач (Клорокс) і бактерицид. Комерційний препарат передбачає електроліз холодних, розведених водних розчинів хлориду натрію в умовах, коли утворюється хлор і гідроксид-іон можуть вступити в реакцію. Чиста реакція така:

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{H2O}(l)\xrightarrow{\ce{electrical\: energy}}\ce{ClO-}(aq)+\ce{H2}(g) \nonumber \]

Єдиною точно відомою галовой кислотою є хлорноватиста кислота HClO ₂, отримана в результаті реакції хлориту барію з розведеною сірчаною кислотою:

\[\ce{Ba(ClO2)2}(aq)+\ce{H2SO4}(aq)⟶\ce{BaSO4}(s)+\ce{2HClO2}(aq) \nonumber \]

Фільтруючи нерозчинний сульфат барію залишає розчин HClO ₂. Хлорнуватиста кислота не стабільна; вона повільно розкладається в розчині з утворенням діоксиду хлору, соляної кислоти та води. Хлорноватиста кислота вступає в реакцію з підставами з отриманням солей, що містять іон хлориту (показано на малюнку\(\PageIndex{14}\)). Хлорит натрію знаходить широке застосування при відбілюванні паперу, оскільки він є сильним окислювачем і не пошкоджує папір.

Хлорна кислота, HClO ₃ і бромова кислота, HBrO ₃, стабільні тільки в розчині. Реакція йоду з концентрованою азотною кислотою виробляє стабільну білу йодову кислоту, HIO ₃:

\[\ce{I2}(s)+\ce{10HNO3}(aq)⟶\ce{2HIO3}(s)+\ce{10NO2}(g)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Більш легкі галієві кислоти можна отримати з їх солей барію шляхом реакції з розведеною сірчаною кислотою. Реакція аналогічна тій, яка використовується для приготування хлорноватистої кислоти. Всі галові кислоти є сильними кислотами і дуже активними окислювачами. Кислоти вступають в реакцію з основами з утворенням солей, що містять іони хлорату (показано на малюнку\(\PageIndex{15}\)). Іншим препаративним методом є електрохімічне окислення гарячого розчину галогеніду металу з утворенням відповідних хлоратів металів. Хлорат натрію - вбивця бур'янів; хлорат калію використовується як окислювач.

Хлорна кислота, HClO ₄, утворюється при обробці перхлоратом, таким як перхлорат калію, сірчаною кислотою при зниженому тиску. ГКло ₄ можна переганяти з суміші:

\[\ce{KClO4}(s)+\ce{H2SO4}(aq)⟶\ce{HClO4}(g)+\ce{KHSO4}(s) \nonumber \]

Розбавлені водні розчини соляної кислоти досить стійкі термічно, але концентрації вище 60% нестабільні і небезпечні. Соляна кислота і її солі є потужними окислювачами, так як сам електронегативний хлор більш стійкий в більш низькому ступені окислення, ніж 7+. Серйозні вибухи сталися при нагріванні концентрованих розчинів з легко окислюються речовинами. Однак його реакції як окислювача повільні, коли хлорна кислота холодна і розбавлена. Кислота входить до числа найсильніших з усіх кислот. Більшість солей, що містять перхлорат-іон (рис.\(\PageIndex{16}\)), розчинні. Приготувати їх можна з реакцій підстав з хлорною кислотою і, комерційно, шляхом електролізу гарячих розчинів їх хлоридів.

Солі пербромата важко приготувати, а кращі синтези в даний час передбачають окислення броматів в основному розчині газом фтору з подальшим підкисленням. Існує мало, якщо такі є, комерційних застосувань цієї кислоти або її солей.

Існує кілька різних кислот, що містять йод у стані 7+-окислення; вони включають метаперіодичну кислоту, HIO ₄ та параперіодичну кислоту H ₅ IO ₆. Ці кислоти є сильними окислювачами і вступають в реакцію з основами з утворенням відповідних солей.

Резюме

Кисень - один з найбільш реактивних елементів. Ця реакційна здатність укупі з її великою кількістю робить хімію кисню дуже багатою і добре зрозумілою. Сполуки репрезентативних металів з киснем існують у трьох категоріях (1) оксидів, (2) пероксидів і супероксидів та (3) гідроксидів. Нагрівання відповідних гідроксидів, нітратів або карбонатів є найпоширенішим методом отримання оксидів. Нагрівання металу або оксиду металу в кисні може призвести до утворення пероксидів і супероксидів. Розчинні оксиди розчиняються у воді з утворенням розчинів гідроксидів. Більшість оксидів металів є базовими ангідридами і вступають в реакцію з кислотами. Гідроксиди представницьких металів реагують з кислотами в кислотно-лужних реакціях з утворенням солей і води. Гідроксиди мають багато комерційних застосувань.

Всі неметали, крім фтору, утворюють множинні оксиди. Майже всі неметалеві оксиди є кислотними ангідридами. Кислотність оксикислот вимагає, щоб атоми водню зв'язувалися з атомами кисню в молекулі, а не з іншим атомом неметалу. Як правило, сила оксикислоти збільшується з кількістю атомів кисню, пов'язаних з неметалевим атомом, а не з воднем.

Глосарій

базовий ангідрид: оксид металу, який поводиться як основа по відношенню до кислот

хлор-лужний процес: процес електролізу для синтезу хлору та гідроксиду натрію

сульфат водню: \(\ce{HSO4-}\)іон

сірководню: \(\ce{HSO3-}\)іон

гідроксиду: з'єднання металу з гідроксидним іоном OH ⁻ або групою −OH

селітра: \(\ce{NO3-}\)іон; сіль азотної кислоти

процес Оствальда: промисловий процес, що використовується для перетворення аміаку в азотну кислоту

оксид: бінарна сполука кисню з іншим елементом або групою, зазвичай містить O ^{2 −} іони або групу —O— або =O

озон: алотроп кисню; O ₃

перекису: молекула, що містить два атоми кисню, з'єднані між собою або як аніон,\(\ce{O2^2-}\)

фотосинтез: процес, за допомогою якого світлова енергія сприяє реакції води та вуглекислого газу з утворенням вуглеводів та кисню; це дозволяє фотосинтезуючим організмам накопичувати енергію

сульфат: \(\ce{SO4^2-}\)іон

сульфіт: \(\ce{SO3^2-}\)іон

супероксид: оксид, що містить аніон\(\ce{O2-}\)