БИЛИМ БУЛАГЫ

Версия 04:30, 2 марта 2018 (просмотреть исходный код) Admine2 (обсуждение | вклад) (→‎Химические свойства несолеобразующих оксидов) ← Предыдущая правка		Версия 04:50, 2 марта 2018 (просмотреть исходный код) Admine2 (обсуждение | вклад) (→‎Основные оксиды) Следующая правка →
Строка 125:		Строка 125:
	== Основные оксиды ==		== Основные оксиды ==
−	Способы получения основных оксидов	+	=== Способы получения основных оксидов ===
	1) Основные оксиды получают при окислении металлов (без нагревания)		1) Основные оксиды получают при окислении металлов (без нагревания)
−	2Fe + O2 2 FeO	+	2Fe + O<sub>2</sub> {{arrowleft}} 2FeO
−	2) Из одного основного оксида получают другой действием более активного металла	+	2) Из одного основного оксида получают другой действием более активного металла
−	CuO + Mg MgO +Cu	+	CuO + Mg {{arrowleft}} MgO +Cu
	3) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов более активными металлами:		3) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов более активными металлами:
−	Fe2O3 + Mg 2FeO + MgO	+	Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub> + Mg {{arrowleft}} 2FeO + MgO
−	4) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов углеродом	+	4) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов углеродом
−	Fe2O3 + C 2 FeO + CO	+	Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub> + C {{arrowleft}} 2FeO + CO
−	5) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов оксидом углерода (II)	+	5) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов оксидом углерода (II)
−	Fe2O3 + CO 2 FeO + CO2	+	Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub> + CO {{arrowleft}} 2FeO + CO<sub>2</sub>
−	6) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов водородом	+	6) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов водородом
−	Fe2O3 + H2 2 FeO + H2O	+	Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub> + H<sub>2</sub> {{arrowleft}} 2FeO + H<sub>2</sub>O
−	7)Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов металлами	+	7)Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов металлами
−	CrO3 + 2Mg CrO + 2 MgO	+	CrO<sub>3</sub> + 2Mg {{arrowleft}} CrO + 2MgO
−	8) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов углеродом	+	8) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов углеродом
−	CrO3 + 2C CrO + 2CO	+	CrO<sub>3</sub> + 2C {{arrowleft}} CrO + 2CO
−	9) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов	+	9) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов оксидом углерода (II)
−	оксидом углерода (II)
−	CrO3 + 2CO CrO +2CO2	+	CrO<sub>3</sub> + 2CO {{arrowleft}} CrO + 2CO<sub>2</sub>
−	10) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов водородом	+	10) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов водородом
−	CrO3 + 2H2 CrO + 2 H2O	+	CrO<sub>3</sub> + 2H<sub>2</sub> {{arrowleft}} CrO + 2H<sub>2</sub>O
	11)Основный оксид можно получить при термическом разложении нерастворимых оснований (из щелочей нельзя!)		11)Основный оксид можно получить при термическом разложении нерастворимых оснований (из щелочей нельзя!)
−	Cu(OH)2 CuO + H2O	+	Cu(OH)<sub>2</sub> {{arrowT}} CuO + H<sub>2</sub>O
−	12) Основные оксиды можно получить при термическом разложении солей, образованных газообразными кислотными оксидами	+	12) Основные оксиды можно получить при термическом разложении солей, образованных газообразными кислотными оксидами
−	CaCO3 CaO + CO2 	+	CaCO<sub>3</sub> {{arrowT}} CaO + CO<sub>2</sub>{{ArrowUp}}
−	CuSO3 CuO + SO2	+	CuSO<sub>3</sub> {{arrowT}} CuO + SO<sub>2</sub>{{ArrowUp}}
−	Химические свойства основных оксидов	+
		+
		+	=== Химические свойства основных оксидов ===
	1) Основные оксиды восстанавливаются более активными металлами		1) Основные оксиды восстанавливаются более активными металлами

---

Версия 04:50, 2 марта 2018

Представленная таблица «Класификация неорганических соединений» содержит информацию о всех, изучаемых в курсе средней школы классах неорганических соединений. Вещества делятся на простые и сложные, причем простые вещества делятся на благородные газы, металлы и неметаллы. Выделение благородных газов в отдельную группу веществ, подчеркивает их исключительные свойства инертности – невозможности создавать химические связи в нормальных условиях. Типичные металлы в таблице окрашены в синий цвет, неметаллы в красный цвет. Металлы с амфотерными свойствами окрашены в фиолетовый цвет, который включает и синий и красный цвета. Свойство амфотерности – двойственности в способности к созданию химических соединений - дает возможность амфотерным неметаллами и свойства неметалла в реакциях с типичными металлами. Сложные вещества делятся на оксиды, гидроксиды и соли. Каждый класс соединений, в свою очередь, делится на виды соединений. Оксиды включают несолеобразующие, основные, амфртерные и кислотные оксиды. Гидроксиды делятся на щелочи (растворимые основания), основания, амфотерные основания и кислоты. Соли включают нормальные или средние соли, кислые, основные, комплексные или двойные, и смешанные соли. Все соединения располагаются в порядке уменьшения их реагирующей способности слева направо. Для объяснения принципов использования таблицы разработаны правила:

1) Легче всего химические реакции происходят между веществами, формулы которых окрашены в противоположные цвета – синий и красный.

2) Вещества, формулы которых окрашены в фиолетовый цвет, способны реагировать с веществами, формулы которых окрашены как в синий, так и в красный цвет.

3) Вещества, формулы которых окрашены в одинаковый цвет между собой не реагируют.

4) Оксиды реагируют с простыми веществами и гидроксидами и не могут реагировать с солями.

5) Гидроксиды реагируют с оксидами и солями.

6) Соли могут реагировать только с гидроксидами.

Для подтверждения этих правил, все названные группы веществ сгруппированы в широкие полоски. Расположение металлов, неметаллов и сложных веществ в определенном порядке подчиняется свойству активности веществ. Сохранение генетической связи элемента с его соединениями выполненное в цвете, позволяет быстро научить разбираться, какие группы веществ будут реагировать с друг с другом , а какие не будут.

Классификация неогранических соединений.

Металлы и неметаллы. Простые и сложные вещества.

Условно все элементы делят на две группы – металлы и неметаллы.

Металлами называют элементы, обладающие способностью легко отдавать имеющиеся у них на внешнем электронном слое 1,2, 3 электрона.

Неметаллами называют элементы с 4 и более электронами на внешнем электронном слое (а также бор , у которого 3 электрона на внешнем электронном слое).

Однако среди неметаллов встречается группа элементов, которые являются газами и молекула который состоит из одного атома – это инертные или благородные газы (VIII – A группа). А среди металлов встречаются такие, соединения которых проявляют как свойства кислоты, так и свойства основания, поэтому их называют амфотерные – т.е. «двойственные».

(Сравни названия с корнем «амфос» - амфора - ваза с двумя ручками, амфибия - животное, которое дышит и в воде и на воздухе – например, лягушка).

В предлагаемой таблице элементы с металлическими свойствами и их соединения обозначены синим цветом. Элементы с неметаллическими свойствами и их соединения обозначены красным цветом. В связи с тем, что амфотерные вещества включают двойственные свойства, они обозначены фиолетовым цветом, так как фиолетовый цвет получается при смешивании красного и синего.

Все химические вещества делятся на простые и сложные.

К простым веществам относятся те, которые состоят из атомов одного химического элемента.

В зависимости от количества атомов в составе простого вещества или от различного строения кристаллической решетки, простые вещества создают различные аллотропные модификации или аллотропные видоизменения (например О₂ – кислород и О₃ – озон; алмаз и графит).

Вещества состоящие из атомов двух или более химических элементов называются сложными химическими веществами.

При взаимодействии двух элементов образуются бинарные соединения. При наименовании бинарных соединений, их окончание обозначается суффиксом – ид. Например: Mg₃N₂ – нитрид магния. Мы подробно рассмотрим наиболее важную группу бинарных соединений – оксиды.

Оксиды

Оксидами называются сложные химические вещества, состоящие из атомов двух элементов, одном из которых является кислород.

При наименования оксидов вначале указывается корень слова – окси –, затем добавляется суффикс – ид и называется элемент в родительном падеже. Например: ВаО – оксид бария. Для элементов с переменной валентностью указывается валентность элемента в составе оксида, например: СuO – оксид меди (II) или Cu₂O – оксид меди (I).

Оксиды делятся на 4 группы – несолеобразующие, основные, амфотерные и кислотные.

К несолеобразующим оксидам относятся оксиды неметаллов со степенью окисления +1 и +2 (H₂O, CO, SiO, NO, N₂O).

К основным оксидам относятся оксиды металлов со степенью окисления +1 и +2 (K₂O, Na₂O, BaO, CaO, MgO, FeO, CrO, MnO, VO, PbO, SnO, CuO). Основным оксидам в качестве гидроксида соответствуют основания и растворимые основания – щелочи.

К амфотерным оксидам относятся оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 (Al₂O₃, ZnO, Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, V₂O₃, PbO₂, SnO₂)

Амфотерыми оксидам в качестве гидроксида соответствуют амфотерные основания.

К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов со степенью окисления +3, +4, +5, +6, +7, (Cl₂O₇, SO₃, N₂O₅, P₂O₅, SO₂↑,­ N₂O₃, P₂O₃, CO₂↑,­ SiO₂↓) (Для Cl, Br, I степень окисления также равна +1) (Cl₂O), и оксиды металлов со степенью окисления +5, +6, +7 (CrO₃, Mn₂O₇, V₂O₅) Кислотным оксидам в качестве гидроксида соответствуют кислоты.

Несолеобразующие оксиды

Способы получения несолеобразующих оксидов

1) Несолеобразующие оксиды получают окислением неметаллов (чаще при недостатке кислорода)

2С + О₂ 2CO

2) Несолеобразующие оксиды получают прямым синтез ( реакция происходящая в воздухе при разряде молний)

N2 +O2 t=2000→ 2NO — Q

3) Несолеобразующие оксиды получают при пропускании углекислого газа над раскаленным углеродом (углем)

СО2 + С 2CO

4) Несолеобразующие оксиды получают при термическом или каталитическом разложении веществ

НСООН ^{t, H₂SO₄}→ H₂O + CO

5) Несолеобразующие оксиды получают в окислительно – восстановительных реакциях

3Cu + 8HNO_3(разб) 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

4Mg + 10HNO_3(разб) 4Mg(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

Химические свойства несолеобразующих оксидов

1) При обычной температуре вода реагирует с активными металлами.

2H₂O + 2Na 2NaOH + H2↑

    гидроксид натрия

2) Несолеобразующие оксиды доокисляются до кислотных оксидов с большей степенью окисления

2CO + O₂ 2CO₂

2NO + O₂ 2NO₂

2SiO + O₂ 2SiO₂

3) Оксид углерода (II) является хорошим восстановителем для металлов

CO + FeO Fe + CO₂

2CO + SnO₂ Sn + 2CO₂

Характеристика некоторых представителей несолеобразующих оксидов

CO – оксид углерода(II), угарный газ, газ без цвета, вкуса, запаха, ядовит, в концентрации 0,2% смертелен, т. к. необратимо связывается с гемоглобином крови. t кип = -192 ⁰С, t пл. = -203⁰С. Горюч, содержится в табачном дыме.

N₂O – оксид азота (I), «веселящий газ» – это анестезирующие вещество, растворимое в воде, тошнотворно-сладкого запаха, в смеси с кислородом употребляется как наркоз перед хирургическими операциями, при вдыхании его бывает стадия смеха, эйфории у больного. При высокой температуре разлагается:

2N₂O 2N₂ +O₂ +39 Ккал.

NO – оксид азота (II) – бесцветный газ, без запаха, малорастворим в воде, единственный оксид, который образуется из воздуха при разрядах молний в эндотермической реакции.

N2 +O2 t=2000→ 2NO — Q. 

Основные оксиды

Способы получения основных оксидов

1) Основные оксиды получают при окислении металлов (без нагревания)

2Fe + O₂ 2FeO

2) Из одного основного оксида получают другой действием более активного металла

CuO + Mg MgO +Cu

3) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов более активными металлами:

Fe₂O₃ + Mg 2FeO + MgO

4) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов углеродом

Fe₂O₃ + C 2FeO + CO

5) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов оксидом углерода (II)

Fe2O3 + CO  2FeO + CO2

6) Основные оксиды получают частичным восстановлением амфотерных оксидов водородом

Fe₂O₃ + H₂ 2FeO + H₂O

7)Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов металлами

CrO3 + 2Mg  CrO + 2MgO 

8) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов углеродом

CrO₃ + 2C CrO + 2CO

9) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов оксидом углерода (II)

CrO₃ + 2CO CrO + 2CO₂

10) Основные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов водородом

CrO₃ + 2H₂ CrO + 2H₂O

11)Основный оксид можно получить при термическом разложении нерастворимых оснований (из щелочей нельзя!)

Cu(OH)₂ CuO + H₂O

12) Основные оксиды можно получить при термическом разложении солей, образованных газообразными кислотными оксидами

CaCO3  CaO + CO2↑

CuSO3  CuO + SO2↑

Химические свойства основных оксидов

1) Основные оксиды восстанавливаются более активными металлами

MgO + Ba BaO +Mg

2) Основные оксиды металлов, стоящих в ряду активности за водородом, восстанавливаются водородом

CuO +H2 Cu + H2O 

Основные оксиды металлов, стоящих в ряду активности за алюминием восстанавливаются коксом ( C ) или оксидом углерода (II)

FeO +C Fe + CO 

SnO + CO Sn + CO2

Основные оксиды металлов с переменной валентностью могут доокисляться кислородом

4 FeO + O2 2 Fe2O3

3) Основные оксиды щелочных и щелочеземельных металлов взаимодействуют с водой с образованием щелочей

Na2O + H2O 2NaOH
Гидроксид натрия

4) Основные оксиды взаимодействуют с амфотерными оксидам при сплавлении

Na2O + ZnO Na2ZnO2
Цинкат натрия

5) Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами с образованием солей

CaO + CO2 CaCO3
Карбонат кальция

8) Основные оксиды реагируют с амфотерными основаниями с образованием солей

Na2O + Zn(OH)2 Na2ZnO2 + H2O 
Цинкат натрия

6) Основные оксиды реагируют с кислотами с образованием солей

BaO + 2HCl BaCl2 + H2O 
Хлорид бария

9) Основные оксиды могут донейтралтзовывать кислые соли

Na2O + 2NaHCO3 2Na2CO3 + H2O 
карбонат натрия
Характеристика некоторых представителей основных оксидов

CaO – оксид кальция, негашеная известь – белое твердое вещество, легко реагирующее с водой с большим выделением тепла (гашение извести), углекислым газом, tпл = 26300С.

CaO + H2O Сa(OH) 2 + Q
гидроксид кальция

CuO – Оксид меди (II) твердое хрупкое вещество черного цвета, нерастворимое в воде, при температуре свыше 8000 С разлагается до образования Cu2O – оксида меди (I), плотность 6,45 г/см3. Получают
Cu2(ОН)2CO3 CuO + CO2  + H2O 
малахит

§ 4 Амфотерные оксиды

Способы получения амфотерных оксидов

1) Амфотерные оксиды получают окислением металлов

4Al + 3O2 2 Al2O3

2) Амфотерные оксиды получают из основкых оксидов доокислением металлов

4 FeO + O2 2 Fe2O3

3) Из одного амфотерного оксида получают другой действием более активного

металла 

Fe2O3 + 2Al Al2O3 + 2Fe

3) Амфотерные оксиды получают частичным восстановлением кислотных оксидов

V2O5 + 2H2 V2O3 + 2 H2O 
Оксид ванадия(V) Оксид ванадия (III)

4) Амфотерные оксиды получают термическим разложением амфотерных оснований

Zn(OH)2 ZnO + H2O 

6) Амфотерные оксиды получают при термическом разложении солей, образованных газообразными кислотными оксидами и амфотерными металлами

ZnCO3 ZnO + CO2

7) Амфотерные оксиды получают при термическом разложении кислых солей, образованных амфотерными металлами

2Al(HCO3)3 Al2O3 + 6 CO2 + 3H2O 

Химические свойства амфотерных оксидов

1) Амфотерные оксиды восстанавливаются до металла более активными металлами

MnO2 + 2Mg Mn + 2 MgO

2) Амфотерные оксиды металлов, стоящих в ряду активности за водородом, восстанавливаются водородом до основного оксида 

Fe2O3 + H2 2FeO + H2O 

5) Амфотерные оксиды металлов, стоящих в ряду активности за алюминием восстанавливаются до основного оксида или металла коксом (С) или оксидом углерода (II)

Fe2O3 + C 2 FeO + CO

2 Fe2O3 + 3C 4Fe + 3CO2 

ZnO + CO Zn + CO2

6) Амфотерные оксиды металлов с переменной валентностью могут доокисляться до кислотных оксидов только атомарным кислородом

Cr2O3 + 3О 2 CrO3

5) Амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами при сплавлении с образованием солей

ZnO + Na2O Na2ZnO2
Цинкат натрия 

CaO + ZnO СaZnO2
Цинкат кальция

6 ) Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотными оксидами с образованием солей

ZnO + N2O5 Zn(NO3)2
Нитрат цинка 

7) Амфотерные оксиды реагируют с основаниями с образованием солей и воды

ZnO + Сa(OН)2 СaZnO2 + H2O 
Цинкат кальция

8) Амфотерные оксиды реагируют с сильными кислотами с образованием солей и воды 

ZnO + 2НNO3 Zn(NO3)2 + H2O

Нитрат цинка 

Характеристика некоторых представителей амфотерны оксидов

ZnO - оксид цинка-белое кристаллическое вещество, практически нерастворимое в воде, tпл = 19750С. Употребляется в качестве наполнителя для белой краски.

§ 6 Кислотные оксиды

Способы получения кислотных оксидов

1) Кислотный оксид из металла можно получить только при окислении его атомарным кислородом в окислительно-восстановительной реакции

Cr + 3  O  CrO3

2) Кислотный оксид можно получить из неметалла прямым окислением или горением

4P + 5O2 2 P2O5

3) Кислотный оксид можно получить из несолеобразующего оксида доокислением

2 CO + O2 2 CO2 

4) Кислотный оксид можно получить из основного оксида доокислением атомарным кислородом

CrO + 2  O  CrO3

5) Кислотный оксид можно получить из амфотерного оксида доокислением атомарным кислородом

Cr2O3 + 3  O  2 CrO3

6) Кислотный оксид можно получить из кислотного оксида доокислением кислородом

P2O3 + O2 P2O5

7) Кислотный оксид можно получить при термическом разложении средних солей, образованных газообразными оксидами

CaCO3 CaO + CO2 

8) Кислотный оксид можно получить при термическом разложении кислых солей, образованных газообразными оксидами

2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O

карбонат натрия

Химические свойства кислотных оксидов

1) Кислотные оксиды реагируют с активными металами

SiO2 + 2Mg 2 MgO + Si ( получается аморфный кремний)

2) Кислотные оксиды реагируют с водородом

SiO2 + 2H2 2 H2O + Si (получается аморфный кремний) 

3) Кислотные оксиды реагируют с углеродом

SiO2 + C CO2 + Si ( получается кристалический кремний, т.к. С - кристалическая затравка для образования кристаллов)

4) Кислотные оксиды реагируют с оксидом углерода (II)

SiO2 + 2 CO 2CO2 + Si 

5) Кислотные оксиды доокисляются кислородом

P2O3 + О2 P2O5 

6) Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием кислот

SO3 + H2O Н2SO4
серная кислота

7) Кислотные оксиды реагируют с амфотерными оксидами сбразованием солей

N2O5 + ZnO Zn(NO3)2 
Нитрат цинка

8) Кислотные оксиды реагируют с щелочами с образованием солей

SO2 + NaOH NaHSO3 
Гидросульфит натрия
SO2 + 2NaOH Na2SO3 + H2O
Сульфит натрия

9) Кислотные оксиды реагируют с амфотерными основаниями с образованием солей и воды.

3 N2O5 +Al(OH)3 2Al(NO3)3 + 3 H2O 
нитрат алюминия

10) Более активные кислотные газообразные оксиды вытесняют менее активные газообразные оксиды из кислот и солей

H2CO3 + SO2 H2SO3 + CO2 Угольная кислота сернистая кислота Na2CO3 + SO2 Na2SO3 + CO2 Карбонат натрия сульфит натрия 11) Кислотные оксиды донейтрализовывают основные соли.

N2O5 + 2Ca(OH)NO3 2Ca(NO3)2 + H2O 
нитрат кальция 

12) Более активные кислотные газообразные оксиды вытесняют менее активные газообразные оксиды из кислот и солей

H2CO3 + SO2 H2SO3 + CO2

Na2CO3 + SO2 Na2SO3 + CO2

Характеристика некоторых представителей кислотных оксидов 

SO3 - оксид серы (IV), серный ангидрид – бесцветная летучая жидкость,tпл. 16,80С, получают окислением SO2 в присутствии катализатора, проявляет сильные окислительные свойства.

2SO2 + О2 2SO3

Р2O5 - белое гигроскопичное порошкообразное вещество, возгоняется при 3590С, применяется как водопоглощающее средство.

Вопросы для повторения

1) Как можно получить кислотные оксиды?

2) При каких условиях образуетс кристааллический кремний? 3) Из каких оксидов можно получить кислотные оксиды? 4) Какие типы реакций характерны для получения кислотных оксидов? 5) С какими веществами реагируют кислотные оксиды? 6) Где применяют оксидфосфора (V)? 7) Перечислите некоторые отрасли народного хозяйства, в которых применяются оксиды. Приведите примеры.

Задания и задачи

1) Напишите уравнения химических реакции, схемы которых даны ниже:

а) Ca → CaO → Ca (OH)2			
б) Cu → CuO → CuSO4			
в) P → P2O5 → H3PO4
г) P2O5 + … → Ca3(PO4)2 +…
д) N2O5 + LiOH →…
ж) SO3 +…→ K2SO4 + …
з) PH3 +… → P2O5 + H2O	

2) Напишите уравнение реакции оксида фосфора (V) с водой, протекающей при нагревании, и вычислите соотношение масс элементов реагирующих в веществах.

3) Какие из перечисленных оксидов реагируют с водой: BaO, Li2O, CuO, SO3, CaO, SiO2, P2O5, Fe2O3, Al2O3, Na2O, Mn2O7? Напишите уравнение реакции.

4) Напишите формулу оксидов, гидратами которых являются следующие кислоты: H2SO4, H2SO3, H2CO3, H2SiO3, HMnO4, H3BO3.

4) Напишите молекулярные и графические формулы следующих оксидов: а) оксид хлора (V), б) оксид марганца (VII), в) оксид серы (IV),( VI), г) оксид йода (VII).

5) Назовите следующие оксиды и определите, к какому типу они относятся:

MnO, MnO2, Mn2O7.

6) Получите вещества по схеме: P → P2O3 → P2O5 → H3PO

Условно все элементы делят на две группы – металлы и неметаллы. 

Глоссарий Классификации

Металлами называют элементы, обладающие способностью легко отдавать имеющиеся у них на внешнем электронном слое 1,2, 3 электрона. 
Неметаллами называют элементы с 4 и более электронами на внешнем электронном слое ( а также бор , у которого 3 электрона на внешнем электронном слое).

Инертные или благородные газы (VIII – A группа) - это группа элементов, которые являются газами, и молекула которых состоит из одного атома.

Амфотерными металлами являются такие, соединения которых проявляют как свойства кислоты, так и свойства основания, поэтому их называют «двойственные». 

(Сравни названия с корнем «амфос» - амфора - ваза с двумя ручками, амфибия- животное, которое дышит и в воде и на воздухе – например, лягушка). Простымивеществам называются такие, молекулы которых состоят из атомов одного химического элемента.

В зависимости от количества атомов в составе простого вещества или от различного строения кристаллической решетки, простые вещества создают различные аллотропные модификации или аллотропные видоизменения (например О2-кислород и О3- озон; алмаз и графит).
Сложными химическими веществами называют вещества, состоящие из атомов двух или более химических элементов . 

Бинарные соединения.состоят из атомов двух элементов .

При наименовании бинарных соединений, их окончание обозначается суффиксом – ид. Например: Mg3N2 – нитрид магния. 
Оксидами называются сложные химические вещества, состоящие из атомов двух элементов, одном из которых является кислород.
При наименования оксидов вначале указывается корень слова – окси-, затем добавляется суффикс –ид и называется элемент в родительном падеже. Например: ВаО – оксид бария. Для элементов с переменной валентностью указывается валентность элемента в составе оксида, например: СuO –оксид меди (II) или Cu2O – оксид меди (I).

Несолеобразующими оксидам и называются оксиды неметаллов со степенью окисления +1 и +2 (H2O CO SiO NO N2O).

Основным оксидами называются оксиды металлов со степенью окисления +1 и +2 (K2O Na2O BaO CaO MgO FeO CrO MnO VO PbO SnO CuO) Основным оксидам в качестве гидроксида соответствуют ооснования и растворимые основания – щелочи.

Амфотерными оксидам называются оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4 (Al2O3 ZnO Fe2O3 Cr2O3 MnO2 V2O3 PbO2 SnO2). Амфотерыми оксидам в качестве гидроксида соответствуют амфотерные основания.
Кислотными оксидам называются оксиды неметаллов со степенью окисления +3, +4, +5, +6, +7, (Cl2O7 SO3 N2O5 P2O5 SO2­ N2O3 P2O3 CO2­ SiO2¯), (Для Cl, Br, I степень окисления также равна +1) (Cl2O), и оксиды металлов со степенью окисления +5, +6, +7 (CrO3 Mn2O7 V2O5) Кислотным оксидам в качестве гидроксида соответствуют кислоты.