Lekcie z anorganickej chémie na prípravu na jednotnú štátnu skúšku. Oxidy Ktoré oxidy sa pri zahrievaní ľahko rozkladajú?
1 skupina- nesolnotvorný - N20, NO, CO, SiO.
2. skupina- tvorba soli:
- Základné- sú to oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám. O oxidy kovov, ktorého oxidačný stav je +1, +2: Na20, CaO, CuO, FeO, CrO. Reagujte s prebytočnou kyselinou za vzniku soli a vody. Hlavné oxidy zodpovedajú zásadám: 1) alkalické kovy; 2) kovy alkalických zemín; 3) nejaké - CrO, MnO, FeO.Typické reakcie základných oxidov:
- Zásaditý oxid + kyselina → soľ + voda (výmenná reakcia).
- Zásaditý oxid + kyslý oxid → soľ (reakcia zlúčeniny)
- Zásaditý oxid + voda → zásada (reakcia zlúčeniny).
- Kyslé -
- sú to oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám.
Oxidy nekovov.Oxidy kovov, ktorého oxidačný stav je > +5: SO2, SO3, P205, Cr03, Mn207. Reagujte s prebytkom alkálií za vzniku soli a vody. Typické reakcie kyslých oxidov:
- Kyslý oxid + zásada → soľ + voda (výmenná reakcia).
- Kyslý oxid + zásaditý oxid → soľ (reakcia zlúčeniny).
- Oxid kyseliny + voda → kyselina (reakcia zlúčeniny)
- Amfoterný- sú to oxidy, ktoré v závislosti od podmienok vykazujú zásadité alebo kyslé vlastnosti. O oxidy kovov, ktorého oxidačný stav je +2, +3, +4: BeO, ZnO, Al203, Cr203, Mn02. Interagujú s kyselinami aj zásadami. Reagujte so zásaditými a kyslými oxidmi. Amfotérne oxidy sa priamo nezlučujú s vodou. Typické reakcie amfotérnych oxidov:
- Amfotérny oxid + kyselina → soľ + voda (výmenná reakcia).
- Amfotérny oxid + zásada → soľ + voda alebo komplexná zlúčenina.
Oxid uhoľnatý 2 a 4
Oxid uhoľnatý chemicky je to inertná látka. Nereaguje s vodou, ale pri zahrievaní s roztavenými zásadami vytvára soli kyseliny mravčej: CO + NaOH = HCOONa.
Interakcia s kyslíkom
Pri zahrievaní v kyslíku horí krásnym modrým plameňom: 2CO + O 2 = 2CO 2.
Interakcia s vodíkom: CO + H2 = C + H20.
Interakcia s inými nekovmi. Pri ožiarení a v prítomnosti katalyzátora interaguje s halogénmi: CO + Cl 2 = COCl 2 (fosgén). a síra CO + S = COS (karbonyl sulfid).
Obnovujúce vlastnosti
CO je energetické redukčné činidlo. Redukuje mnohé kovy z ich oxidov:
C +20 + CuO = Cu + C +402.
Interakcia s prechodnými kovmi
Vytvára karbonyly s prechodnými kovmi:
- Ni+4CO = Ni(CO)4;
- Fe + 5CO = Fe(CO)5.
oxid uhoľnatý (IV)(oxid uhličitý, oxid uhličitý, oxid uhličitý, anhydrid kyseliny uhličitej) - CO 2, bezfarebný plyn (za normálnych podmienok), bez zápachu, mierne kyslej chuti. Chemicky je oxid uhoľnatý (IV) inertný.
Oxidačné vlastnosti
So silnými redukčnými činidlami pri vysokých teplotách vykazuje oxidačné vlastnosti. Uhlie sa redukuje na oxid uhoľnatý: C + CO 2 = 2CO.
Horčík zapálený na vzduchu ďalej horí v atmosfére oxidu uhličitého: 2Mg + CO2 = 2MgO + C.
Vlastnosti kysličníka
Typický kyslý oxid. Reaguje so zásaditými oxidmi a zásadami za vzniku solí kyseliny uhličitej:
- Na20 + C02 = Na2C03,
- 2NaOH + CO2 = Na2C03 + H20,
- NaOH + C02 = NaHC03.
kvalitatívna reakcia - Na zistenie oxidu uhličitého je zákal vápennej vody.
2. Klasifikácia, príprava a vlastnosti oxidov
Z binárnych zlúčenín sú najznámejšie oxidy. Oxidy sú zlúčeniny pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík, ktorý má oxidačný stav -2. Na základe funkčných charakteristík sa oxidy delia na soľotvorný a nesolnotvorný (ľahostajný). Oxidy tvoriace soli sa zasa delia na zásadité, kyslé a amfotérne.
Názvy oxidov sa tvoria pomocou slova „oxid“ a ruského názvu prvku v prípade genitívu, čo naznačuje valenciu prvku v rímskych čísliciach, napríklad: SO 2 - oxid sírový (IV), SO 3 - oxid sírový (VI), CrO - oxid chrómu (II), Cr 2 O 3 - oxid chrómu (III).
2.1. Zásadité oxidy
Zásadité oxidy sú tie, ktoré reagujú s kyselinami (alebo kyslými oxidmi) za vzniku solí.
Medzi zásadité oxidy patria oxidy typických kovov, zodpovedajú hydroxidom, ktoré majú vlastnosti zásad (zásadité hydroxidy), pričom oxidačný stav prvku sa pri prechode z oxidu na hydroxid nemení, napr.
Príprava zásaditých oxidov
1. Oxidácia kovov pri zahrievaní v kyslíkovej atmosfére:
2Mg + O2 = 2MgO,
2Cu + 02 = 2CuO.
Táto metóda nie je použiteľná pre alkalické kovy, ktoré zvyčajne pri oxidácii produkujú peroxidy a superoxidy a iba lítium pri spaľovaní vytvára oxid Li2O.
2. Sulfidové praženie:
2 CuS + 3 O 2 = 2 CuO + 2 SO 2,
4 FeS2 + 1102 = 2 Fe203 + 8 SO2.
Metóda nie je použiteľná pre sulfidy aktívnych kovov, ktoré sú oxidované na sírany.
3. Rozklad hydroxidov (s vysoká teplota):
Сu(OH)2 = CuO + H20.
Touto metódou nemožno získať oxidy alkalických kovov.
4. Rozklad solí kyselín obsahujúcich kyslík (pri vysokej teplote):
BaCO 3 = BaO + CO 2,
2Pb(N03)2 = 2PbO + 4N02 + O2,
4 FeSO4 = 2 Fe203 + 4 SO2 + O2.
Tento spôsob získavania oxidov je obzvlášť jednoduchý pre dusičnany a uhličitany vrátane zásaditých solí:
(ZnOH)2C03 = 2ZnO + C02 + H20.
Vlastnosti zásaditých oxidov
Väčšina zásaditých oxidov sú pevné kryštalické látky iónovej povahy, kovové ióny sa nachádzajú v uzloch kryštálovej mriežky, ktoré sú celkom pevne spojené s oxidovými iónmi O-2, preto majú oxidy typických kovov vysoké teploty topenia a varu.
1. Väčšina zásaditých oxidov sa pri zahrievaní nerozkladá, s výnimkou oxidov ortuti a ušľachtilých kovov:
2HgO = 2Hg + O2,
2Ag20 = 4Ag + O2.
2. Pri zahrievaní môžu zásadité oxidy reagovať s kyslými a amfotérnymi oxidmi, s kyselinami:
BaO + SiO 2 = BaSiO 3,
MgO + Al203 = Mg(Al02)2,
ZnO + H2S04 = ZnS04 + H20.
3. Pridaním (priamo alebo nepriamo) vody tvoria zásadité oxidy zásady (zásadité hydroxidy). Oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín reagujú priamo s vodou:
Li20 + H20 = 2 LiOH,
CaO + H20 = Ca (OH) 2.
Výnimkou je oxid horečnatý MgO . Hydroxid horečnatý sa z neho nedá získať Mg(OH ) 2 pri interakcii s vodou.
4. Rovnako ako všetky ostatné typy oxidov, aj zásadité oxidy môžu podliehať redoxným reakciám:
Fe203 + 2Al = Al203 + 2Fe,
3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H20,
4 FeO + O2 = 2 Fe203.
M.V. Andryukhova, L.N. Borodina
Dnes začíname naše oboznámenie sa s najdôležitejšími triedami anorganických zlúčenín. Anorganické látky sa delia podľa zloženia, ako už viete, na jednoduché a zložité.
|
OXID |
KYSELINA |
BASE |
SOĽ |
|
E x O y |
NnA A – kyslý zvyšok |
ja (OH)b OH – hydroxylová skupina |
Ja n A b |
Komplexné anorganické látky sú rozdelené do štyroch tried: oxidy, kyseliny, zásady, soli. Začneme triedou oxidov.
OXIDY
Oxidy
- sú to zložité látky pozostávajúce z dvoch chemických prvkov, z ktorých jeden je kyslík, s mocnosťou 2. Len jeden chemický prvok - fluór, keď sa spojí s kyslíkom, nevytvorí oxid, ale fluorid kyslíka OF 2.
Nazývajú sa jednoducho „oxid + názov prvku“ (pozri tabuľku). Ak valencia chemický prvok premenná, potom označená rímskou číslicou v zátvorkách za názvom chemického prvku.
|
Vzorec |
názov |
Vzorec |
názov |
|
oxid uhoľnatý |
Fe203 |
oxid železitý |
|
|
oxid dusnatý (II) |
CrO3 |
oxid chrómový (VI). |
|
|
Al203 |
oxid hlinitý |
oxid zinočnatý |
|
|
N205 |
oxid dusnatý (V) |
Mn207 |
oxid manganatý (VII). |
Klasifikácia oxidov
Všetky oxidy možno rozdeliť do dvoch skupín: soľotvorné (zásadité, kyslé, amfotérne) a nesoliace alebo indiferentné.
|
Oxidy kovov Kožušina x O y |
Oxidy nekovov neMe x O y |
|||
|
Základné |
Kyslé |
Amfoterný |
Kyslé |
Ľahostajný |
|
I, II Meh |
V-VII ja |
ZnO, BeO, Al 2 O 3, Fe203, Cr203 |
> II neMe |
I, II neMe CO, NO, N2O |
1). Zásadité oxidy sú oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám. Medzi hlavné oxidy patria oxidy kovy 1 a 2 skupiny, ako aj kovy vedľajšie podskupiny s valenciou ja A II (okrem ZnO - oxidu zinočnatého a BeO - oxid berýlium):
2). Kyslé oxidy- Sú to oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám. Oxidy kyselín zahŕňajú oxidy nekovov (okrem neslotvorných - ľahostajných), ako aj oxidy kovov vedľajšie podskupiny s valenciou od V predtým VII (Napríklad CrO 3 - oxid chrómu (VI), Mn 2 O 7 - oxid mangánu (VII)):
3). Amfotérne oxidy- Sú to oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám a kyselinám. Tie obsahujú oxidy kovov hlavné a vedľajšie podskupiny s valenciou III , Niekedy IV ako aj zinok a berýlium (napr. BeO, ZnO, Al203, Cr203).
4). Nesolitvorné oxidy– sú to oxidy indiferentné voči kyselinám a zásadám. Tie obsahujú oxidy nekovov s valenciou ja A II (Napríklad N20, NO, CO).
Záver: povaha vlastností oxidov závisí predovšetkým od mocnosti prvku.
Napríklad oxidy chrómu:
CrO(II- Hlavná);
Cr2O3 (III- amfotérne);
CrO3(VII- kyslý).
Klasifikácia oxidov
(podľa rozpustnosti vo vode)
|
Kyslé oxidy |
Zásadité oxidy |
Amfotérne oxidy |
|
Rozpustný vo vode. Výnimka – SiO2 (nie je rozpustný vo vode) |
Vo vode sa rozpúšťajú iba oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (sú to kovy I "A" a II "A" skupiny, výnimka Be, Mg) |
Neinteragujú s vodou. Nerozpustný vo vode |
Dokončite úlohy:
1. Vypíšte to samostatne chemické vzorce kyslé a zásadité oxidy tvoriace soli.
NaOH, AlCl3, K20, H2S04, SO3, P205, HN03, CaO, CO.
2. Dané látky : CaO, NaOH, CO2, H2S03, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N205, Al203, Ca(OH)2, CO2, N20, FeO,
SO3, Na2S04, ZnO, CaC03, Mn207, CuO, KOH, CO, Fe(OH)3
Získanie oxidov
Simulátor "Interakcia kyslíka s jednoduchými látkami"
|
1. Spaľovanie látok (oxidácia kyslíkom) |
a) jednoduché látky Tréningový prístroj |
2Mg +02 = 2MgO |
|
b) komplexné látky |
2H2S+302 = 2H20+2S02 |
|
|
2. Rozklad zložitých látok (použite tabuľku kyselín, pozri prílohy) |
a) soli SOĽt= ZÁKLADNÝ OXID + KYSELNÝ OXID |
CaC03 = CaO + C02 |
|
b) Nerozpustné zásady ja (OH)bt= Ja x O y+ H 2 O |
Cu(OH)2t=CuO+H20 |
|
|
c) kyseliny obsahujúce kyslík NnA=OXID KYSELINA + H 2 O |
H2S03=H20+S02 |
Fyzikálne vlastnosti oxidov
O izbová teplota väčšina oxidov - pevné látky(CaO, Fe 2 O 3 atď.), niektoré sú kvapaliny (H 2 O, Cl 2 O 7 atď.) a plyny (NO, SO 2 atď.).
Chemické vlastnosti oxidov
|
CHEMICKÉ VLASTNOSTI ZÁKLADNÝCH OXIDOV 1. Oxid zásaditý + Oxid kyseliny = Soľ (r. zlúčeniny) CaO + S02 = CaS03 2. Oxid zásaditý + Kyselina = Soľ + H 2 O (výmenný roztok) 3 K20 + 2 H3P04 = 2 K3P04 + 3 H20 3. Oxid zásaditý + voda = alkálie (zlúčenina) Na20 + H20 = 2 NaOH |
|
CHEMICKÉ VLASTNOSTI OXIDOV KYSELÍN 1. Oxid kyseliny + Voda = Kyselina (r. zlúčeniny) C O 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – nereaguje 2. Oxid kyseliny + Zásada = Soľ + H 2 O (výmenný kurz) P205 + 6 KOH = 2 K3P04 + 3 H20 3. Oxid zásaditý + Oxid kyseliny = Soľ (r. zlúčeniny) CaO + S02 = CaS03 4. Menej prchavé vytláčajú prchavejšie zo svojich solí CaC03 + Si02 = CaSi03 + C02 |
|
CHEMICKÉ VLASTNOSTI AMFOTERICKÝCH OXIDOV Interagujú s kyselinami aj zásadami. ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H20 ZnO + 2 NaOH + H20 = Na2 [Zn (OH) 4] (v roztoku) ZnO + 2 NaOH = Na2Zn02 + H20 (keď sa spojí) |
Aplikácia oxidov
Niektoré oxidy sú nerozpustné vo vode, ale mnohé reagujú s vodou za vzniku zlúčenín:
S03 + H20 = H2S04
CaO + H 2 O = Ca( OH) 2
Výsledkom sú často veľmi potrebné a užitočné zlúčeniny. Napríklad H 2 SO 4 – kyselina sírová, Ca(OH) 2 – hasené vápno atď.
Ak sú oxidy nerozpustné vo vode, ľudia túto vlastnosť šikovne využívajú. Napríklad oxid zinočnatý ZnO je biela látka, preto sa používa na prípravu bielej olejovej farby (zinková biela). Keďže ZnO je prakticky nerozpustný vo vode, zinkovou bielou možno natrieť akýkoľvek povrch, vrátane tých, ktoré sú vystavené zrážkam. Nerozpustnosť a netoxicita umožňujú použitie tohto oxidu pri výrobe kozmetických krémov a práškov. Lekárnici z neho robia adstringentný a sušiaci prášok na vonkajšie použitie.
Oxid titaničitý – TiO 2 – má rovnaké cenné vlastnosti. Má tiež krásnu bielu farbu a vyrába sa z neho titánová biela. TiO 2 je nerozpustný nielen vo vode, ale aj v kyselinách, takže povlaky vyrobené z tohto oxidu sú obzvlášť stabilné. Tento oxid sa pridáva do plastu, aby získal bielu farbu. Je súčasťou smaltov na kovový a keramický riad.
Oxid chrómu (III) - Cr 2 O 3 - veľmi silné tmavozelené kryštály, nerozpustné vo vode. Cr 2 O 3 sa používa ako pigment (farba) pri výrobe dekoratívneho zeleného skla a keramiky. Známa pasta GOI (skratka pre názov „Štátny optický inštitút“) sa používa na brúsenie a leštenie optiky, kovov produkty, v šperkoch.
Kvôli nerozpustnosti a pevnosti oxidu chromitého sa používa aj v tlačiarenských farbách (napríklad na farbenie bankovky). Vo všeobecnosti sa oxidy mnohých kovov používajú ako pigmenty pre širokú škálu farieb, aj keď to zďaleka nie je ich jediná aplikácia.
Úlohy na konsolidáciu
1. Vypíšte oddelene chemické vzorce kyslých a zásaditých oxidov tvoriacich soľ.
NaOH, AlCl3, K20, H2S04, SO3, P205, HN03, CaO, CO.
2. Dané látky : CaO, NaOH, CO2, H2S03, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N205, Al203, Ca(OH)2, CO2, N20, FeO, SO3, Na2S04, ZnO, CaC03, Mn207, CuO, KOH, CO, Fe(OH)3
Vyberte si zo zoznamu: zásadité oxidy, kyslé oxidy, indiferentné oxidy, amfotérne oxidy a pomenujte ich.
3. Vyplňte CSR, uveďte typ reakcie, pomenujte reakčné produkty
Na20 + H20 =
N205 + H20 =
CaO + HN03 =
NaOH + P205 =
K20 + C02=
Cu(OH)2 = ? + ?
4. Vykonajte transformácie podľa schémy:
1) K → K20 → KOH → K2S04
2) S->S02 ->H2S03 ->Na2S03
3) P->P205 ->H3P04 ->K3P04
Oxidy- sú to zložité látky pozostávajúce z atómov dvoch prvkov, z ktorých jeden je kyslík s oxidačným stavom -2. V tomto prípade je kyslík viazaný len na menej elektronegatívny prvok.
V závislosti od druhého prvku sa oxidy prejavujú rôzne Chemické vlastnosti. IN školský kurz Oxidy sa tradične delia na soľotvorné a nesolnotvorné. Niektoré oxidy sú klasifikované ako soli podobné (dvojité).
Dvojité oxidy sú niektoré oxidy tvorené prvkom s rôznym oxidačným stavom.
Tvorba soli Oxidy sa delia na zásadité, amfotérne a kyslé.
Základné oxidy sú oxidy, ktoré majú charakteristické základné vlastnosti. Patria sem oxidy tvorené atómami kovov s oxidačným stavom +1 a +2.
Kyslé oxidy sú oxidy vyznačujúce sa kyslými vlastnosťami. Patria sem oxidy tvorené atómami kovov s oxidačným stavom +5, +6 a +7, ako aj atómami nekovov.
Amfoterný oxidy sú oxidy vyznačujúce sa zásaditými aj kyslými vlastnosťami. Sú to oxidy kovov s oxidačným stavom +3 a +4, ako aj štyri oxidy s oxidačným stavom +2: ZnO, PbO, SnO a BeO.
Nesoľnotvorný oxidy nevykazujú charakteristické zásadité alebo kyslé vlastnosti, hydroxidy im nezodpovedajú. Nesolitvorné oxidy zahŕňajú štyri oxidy: CO, NO, N20 a SiO.
Klasifikácia oxidov
Získanie oxidov
Všeobecné spôsoby výroby oxidov:
1. Interakcia jednoduchých látok s kyslíkom :
1.1. Oxidácia kovov: Väčšina kovov je oxidovaná kyslíkom na oxidy so stabilnými oxidačnými stavmi.
Napríklad , hliník reaguje s kyslíkom za vzniku oxidu:
4Al + 302 → 2Al203
Neinteraguje s kyslíkom zlato, platina, paládium.
Sodík pri oxidácii vzdušným kyslíkom tvorí prevažne peroxid Na202,
2Na + O2 → 2Na202
Draslík, cézium, rubídium tvoria prevažne peroxidy zloženia MeO 2:
K + O 2 → KO 2
Poznámky: kovy s premenlivým oxidačným stavom sa oxidujú vzdušným kyslíkom, zvyčajne na stredný oxidačný stav (+3):
4Fe + 302 → 2Fe203
4Cr + 302 → 2Cr203
Železo horí aj s tvorbou železného kameňa - oxid železitý (II, III):
3Fe + 202 → Fe304
1.2. Oxidácia jednoduchých nekovových látok.
Oxidáciou nekovov sa spravidla vytvára oxid nekovu s najvyšším oxidačným stavom, ak je kyslík prebytok, alebo oxid nekovu so stredným oxidačným stavom, ak je kyslíka nedostatok.
Napríklad sa fosfor oxiduje nadbytkom kyslíka na oxid fosforečný (V) a vplyvom nedostatku kyslíka na oxid fosforečný (III):
4P + 502(g) -> 2P205
4P + 3O 2 (týždeň) → 2P 2 O 3
Ale takí sú výnimky .
Napríklad síra horí iba na oxid sírový (IV):
S + O2 → SO2
Oxid sírový (VI) je možné získať iba oxidáciou oxidu sírového (IV) za drsných podmienok v prítomnosti katalyzátora:
2SO2+ O2=2SO 3
Dusík sa oxiduje kyslíkom len pri veľmi vysokej teplote (asi 2000 o C), alebo pod vplyvom elektrický výboj a len na oxid dusnatý (II):
N2 + 02 = 2NO
Fluór F2 nie je oxidovaný kyslíkom (fluór sám oxiduje kyslík). Ostatné halogény (chlór Cl 2, bróm atď.), inertné plyny (hélium He, neón, argón, kryptón) s kyslíkom neinteragujú.
2. Oxidácia komplexných látok(binárne zlúčeniny): sulfidy, hydridy, fosfidy atď.
Keď sa komplexné látky, zvyčajne pozostávajúce z dvoch prvkov, oxidujú kyslíkom, vzniká zmes oxidov týchto prvkov v stabilných oxidačných stavoch.
Napríklad pri horení pyritu FeS 2 vzniká oxid železitý a oxid sírový:
4FeS2 + 11O2 → 2Fe203 + 8SO2
Sírovodík horí za vzniku oxidu sírového (IV) pri nadbytku kyslíka a za vzniku síry pri nedostatku kyslíka:
2H2S + 302(g) → 2H20 + 2S02
2H2S + 02 (týždeň) -> 2H20 + 2S
Ale amoniak horí za vzniku jednoduchej látky N 2, pretože Dusík reaguje s kyslíkom iba v drsných podmienkach:
4NH3 + 302 -> 2N2 + 6H20
Ale v prítomnosti katalyzátora sa amoniak oxiduje kyslíkom na oxid dusíka (II):
4NH3 + 502 -> 4NO + 6H20
3. Rozklad hydroxidov. Oxidy možno získať aj z hydroxidov – kyselín alebo zásad. Niektoré hydroxidy sú nestabilné a spontánne sa rozkladajú na oxid a vodu; Na rozklad niektorých iných (zvyčajne vo vode nerozpustných) hydroxidov je potrebné ich zahriať (kalcinovať).
hydroxid → oxid + voda
Kyselina uhličitá, kyselina sírová, hydroxid amónny, hydroxid strieborný (I), hydroxid meďnatý (I) sa vo vodnom roztoku spontánne rozkladajú:
H2C03 -> H20 + CO2
H2S03 -> H20 + SO2
NH40H -> NH3 + H20
2AgOH → Ag20 + H20
2CuOH → Cu20 + H20
Pri zahrievaní sa väčšina nerozpustných hydroxidov rozkladá na oxidy – kyselina kremičitá, hydroxidy ťažké kovy— hydroxid železitý atď.:
H2Si03 -> H20 + Si02
2Fe(OH)3 -> Fe203 + 3H20
4. Ďalším spôsobom získania oxidov je rozklad komplexných zlúčenín - solí .
Napríklad nerozpustné uhličitany a uhličitan lítny sa zahrievaním rozkladajú na oxidy:
Li2C03 -> H20 + Li20
CaC03 → CaO + CO2
Soli tvorené silnými oxidačnými kyselinami (dusičnany, sírany, chloristany atď.) sa pri zahrievaní spravidla rozkladajú so zmenou oxidačného stavu:
2Zn(N03)2 -> 2ZnO + 4N02 + O2
Viac o rozklade dusičnanov sa dočítate v článku.
Chemické vlastnosti oxidov
Významnú časť chemických vlastností oxidov popisuje schéma vzťahov medzi hlavnými triedami anorganických látok.
Oxidy - komplexné látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jeden je atóm kyslíka v oxidačnom stave -2.
Na základe ich schopnosti tvoriť soli sa oxidy delia na soľotvorné A nesolnotvorný(CO, SiO, NO, N20). Oxidy tvoriace soli sa zase zaraďujú do zásadité, kyslé a amfotérne.
Zásadité sú oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám, a kyslé sú oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám. Amfotérne oxidy zahŕňajú oxidy, ktoré vykazujú chemické vlastnosti zásaditých aj kyslých oxidov.
Zásadité oxidy sú tvorené iba kovovými prvkami: alkálie (Li 2 O, Na 2 O, K 2 O, Cs 2 O, Rb 2 O), alkalické zeminy (CaO, SrO, BaO, RaO) a horčík (MgO), ako napr. aj kovy d-rodiny v oxidačnom stave +1, +2, menej často +3 (Cu 2 O, CuO, Ag 2 O, CrO, FeO, MnO, CoO, NiO). 
Kyslé oxidy tvoria ako nekovové prvky (CO 2, SO 2, NO 2, P 2 O 5, Cl 2 O 7), tak kovové prvky, oxidačný stav atómu kovu musí byť +5 a vyšší (V 2 O 5 Cr03, Mn207, Mn03). Amfotérne oxidy sú tvorené iba kovovými prvkami (ZnO, AI 2 O 3, Fe 2 O 3, BeO, Cr 2 O 3, PbO, SnO, MnO 2).
IN normálnych podmienkach oxidy môžu byť v troch stavoch agregácie: všetky zásadité a amfotérne oxidy sú pevné látky, kyslé oxidy môžu byť kvapalné (SO 3, Cl 2 O7, Mn 2 O7), plynné (CO 2, SO 2, NO 2) a tuhé (P 205, Si02). Niektoré majú zápach (NO 2, SO 2), ale väčšina oxidov je bez zápachu. Niektoré oxidy sú farebné: hnedý plynný NO 2, čerešňovo červený CrO 3, čierny CuO a Ag 2 O, červený Cu 2 O a HgO, hnedý Fe 2 O 3, biely SiO 2, Al 2 O 3 a ZnO, iné sú bezfarebné ( H20, C02, S02).
Väčšina oxidov je pri zahrievaní stabilná; Oxidy ortuti a striebra sa pri zahrievaní ľahko rozkladajú. Bázické a amfotérne oxidy majú, vyznačujú sa kryštálovou mriežkou iónového typu. Väčšina kyslých oxidov látky (jednou z mála výnimiek je oxid kremičitý, ktorý má atómovú kryštálovú mriežku).
Al203 + 6KOH+3H20=2K3 - hexahydroxoaluminát draselný;
ZnO+2NaOH+H20=Na2-tetrahydroxozinkát sodný;