В уроке 33 «» из курса «Химия для чайников » узнаем как получать оксиды различными способами, а также познакомимся с широким спектром применения оксидов во всех отраслях промышленности и быта.
Получение оксидов
1. Взаимодействие простых веществ с кислородом
Некоторые оксиды образуются в результате сжигания в кислороде (или на воздухе) соответствующих простых веществ. Так можно получить оксиды углерода(IV), серы(IV), фосфора(V), магния и других неметаллов и металлов:
2. Взаимодействие сложных веществ с кислородом
Оксиды можно получать также сжиганием в кислороде (или на воздухе) некоторых сложных веществ, например:
3. Термическое разложение нерастворимых оснований
Применение оксидов
Один из наиболее широко использующихся оксидов - вода H 2 O, о применении которой в быту, технике и ромышленности вы уже знаете.
Разнообразное применение находят и некоторые другие оксиды. Так, например, из оксида железа(III) Fe 2 O 3 , входящего в состав железных руд, в промышленности получают железо, а из оксида алюминия Al 2 O 3 - алюминий. Оксид алюминия применяют также для изготовления искусственных драгоценных камней - рубина и сапфира. Мелкие кристаллы этого оксида применяются также в производстве наждачной бумаги.
Оксид углерода(IV) (углекислый газ) используют в пищевой промышленности для изготовления всех газированных напитков, для увеличения срока сохранности фруктов и овощей. Этим веществом наполняют углекислотные огнетушители. Твердый оксид углерода(IV) под названием «сухой лед» (рис. 117) применяют для хранения мороженого, для сильного охлаждения различных материалов.
Достаточно широко используется и оксид серы(IV) SO 2 (сернистый газ). Он находит применение в производстве серной кислоты, для дезинфекции складских помещений, уничтожения вредных насекомых и бактерий, отбеливания бумаги.
Оксид кремния(IV) SiO 2 в виде кварцевого песка используется в производстве стекла и бетона. Вместе с оксидом свинца(II) PbO он применяется для изготовления полудрагоценных камней и украшений («кристаллы Сваровски»).
Оксид кальция СaO под названием «негашеная известь» применяют при изготовлении различных строительных материалов. Оксиды некоторых других металлов находят применение в производстве красок. Так, например, Fe 2 O 3 используют для изготовления краски коричневого, Сr 2 O 3 - зеленого, ZnO и TiO 2 - белого цветов.
Краткие выводы урока:
- Оксиды образуются при взаимодействии кислорода с простыми и сложными веществами.
- Оксиды можно получить термическим разложением нерастворимых оснований.
- Оксиды находят широкое практическое применение в промышленности и в быту.
- Оксиды - вода H 2 O и углекислый газ СО 2 - участвуют в процессе фотосинтеза.
Надеюсь урок 33 «Получение и применение оксидов » был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Если вопросов нет, то переходите к следующему уроку.
Сегодня мы начинаем
знакомство с важнейшими классами неорганических соединений. Неорганические
вещества по составу делятся, как вы уже знаете, на простые и сложные.
ОКСИД |
КИСЛОТА |
ОСНОВАНИЕ |
СОЛЬ |
Э х О у |
Н n A А – кислотный остаток |
Ме(ОН) b ОН – гидроксильная группа |
Me n A b |
Сложные неорганические вещества подразделяют на четыре класса: оксиды, кислоты, основания, соли. Мы начинаем с класса оксидов.
ОКСИДЫ
Оксиды
- это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых
кислород, с валентность равной 2. Лишь один химический элемент - фтор,
соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF 2 .
Называются они просто - "оксид + название элемента" (см. таблицу). Если
валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой,
заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.
Формула |
Название |
Формула |
Название |
оксид углерода (II) |
Fe 2 O 3 |
оксид железа (III) |
|
оксид азота (II) |
CrO 3 |
оксид хрома (VI) |
|
Al 2 O 3 |
оксид алюминия |
оксид цинка |
|
N 2 O 5 |
оксид азота (V) |
Mn 2 O 7 |
оксид марганца (VII) |
Классификация оксидов
Все оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие или безразличные.
Оксиды металлов Ме х О у |
Оксиды неметаллов неМе х О у |
|||
Основные |
Кислотные |
Амфотерные |
Кислотные |
Безразличные |
I, II Ме |
V-VII Me |
ZnO,BeO,Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 |
> II неМе |
I, II неМе CO, NO, N 2 O |
1). Основные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания. К основным оксидам относятся оксиды металлов 1 и 2 групп, а также металлов побочных подгрупп с валентностью I и II (кроме ZnO - оксид цинка и BeO – оксид берилия):
2). Кислотные оксиды – это оксиды, которым соответствуют кислоты. К кислотным оксидам относятся оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих – безразличных), а также оксиды металлов побочных подгрупп с валентностью от V до VII (Например, CrO 3 -оксид хрома (VI), Mn 2 O 7 - оксид марганца (VII)):
3). Амфотерные оксиды – это оксиды, которым соответствуют основания и кислоты. К ним относятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп с валентностью III , иногда IV , а также цинк и бериллий (Например, BeO , ZnO , Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 ).
4). Несолеобразующие оксиды – это оксиды безразличные к кислотам и основаниям. К ним относятся оксиды неметаллов с валентностью I и II (Например, N 2 O , NO , CO ).
Вывод:характер свойств оксидов в первую очередь зависит от валентности элемента.
Например, оксиды хрома:
CrO ( II - основный);
Cr 2 O 3 ( III - амфотерный);
CrO 3 ( VII - кислотный).
Классификация оксидов
(по растворимости в воде)
Кислотные оксиды |
Основные оксиды |
|
Растворимы в воде. Исключение – SiO 2 (не растворим в воде) |
В воде растворяются только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (это металлы I «А» и II «А» групп, исключение Be , Mg ) |
С водой не взаимодействуют. В воде не растворимы |
Выполните задания:
1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.
NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.
2.
Даны
вещества
: CaO, NaOH, CO 2 , H 2 SO 3 , CaCl 2 , FeCl 3 , Zn(OH) 2 , N 2 O 5 , Al 2 O 3 , Ca(OH) 2 , CO 2 , N 2 O, FeO
,
SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Получение оксидов
Тренажёр "Взаимодействие кислорода с простыми веществами"
1. Горение веществ (Окисление кислородом) |
а) простых веществ Тренажёр |
2Mg +O 2 =2MgO |
б) сложных веществ |
2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2 |
|
2.Разложение сложных веществ (используйте таблицу кислот, см. приложения) |
а) солей СОЛЬ t = ОСНОВНЫЙ ОКСИД+КИСЛОТНЫЙ ОКСИД |
СaCO 3 =CaO+CO 2 |
б) Нерастворимых оснований Ме(ОН) b t = Me x O y + H 2 O |
Cu (OH) 2 t =CuO+H 2 O |
|
в) кислородсодержащих кислот Н n A = КИСЛОТНЫЙ ОКСИД + H 2 O |
H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2 |
Физические свойства оксидов
При комнатной температуре большинство оксидов - твердые вещества (СаО, Fe 2 O 3 и др.), некоторые - жидкости (Н 2 О, Сl 2 О 7 и др.) и газы (NO, SO 2 и др.).
Химические свойства оксидов
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОСНОВНЫХ ОКСИДОВ 1. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Основной оксид + Кислота = Соль + Н 2 О (р. обмена) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основной оксид + Вода = Щёлочь (р. соединения) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОТНЫХ ОКСИДОВ 1. Кислотный оксид + Вода = Кислота (р. соединения) С O 2 + H 2 O = H 2 CO 3 , SiO 2 – не реагирует 2. Кислотный оксид + Основание = Соль + Н 2 О (р. обмена) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основной оксид + Кислотный оксид = Соль (р. соединения) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Менее летучие вытесняют более летучие из их солей CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 |
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АМФОТЕРНЫХ ОКСИДОВ Взаимодействуют как с кислотами, так и со щелочами. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [ Zn (OH ) 4 ] (в растворе) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при сплавлении) |
Применение оксидов
Некоторые оксиды не растворяются в воде, но многие вступают с водой в реакции соединения:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
CaO + H 2 O = Ca ( OH ) 2
В результате часто получаются очень нужные и полезные соединения. Например, H 2 SO 4 – серная кислота, Са(ОН) 2 – гашеная известь и т.д.
Если оксиды нерастворимы в воде, то люди умело используют и это их свойство. Например, оксид цинка ZnO – вещество белого цвета, поэтому используется для приготовления белой масляной краски (цинковые белила). Поскольку ZnO практически не растворим в воде, то цинковыми белилами можно красить любые поверхности, в том числе и те, которые подвергаются воздействию атмосферных осадков. Нерастворимость и неядовитость позволяют использовать этот оксид при изготовлении косметических кремов, пудры. Фармацевты делают из него вяжущий и подсушивающий порошок для наружного применения.
Такими же ценными свойствами обладает оксид титана (IV) – TiO 2 . Он тоже имеет красивый белый цвет и применяется для изготовления титановых белил. TiO 2 не растворяется не только в воде, но и в кислотах, поэтому покрытия из этого оксида особенно устойчивы. Этот оксид добавляют в пластмассу для придания ей белого цвета. Он входит в состав эмалей для металлической и керамической посуды.
Оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 – очень прочные кристаллы темно-зеленого цвета, не растворимые в воде. Cr 2 O 3 используют как пигмент (краску) при изготовлении декоративного зеленого стекла и керамики. Известная многим паста ГОИ (сокращение от наименования “Государственный оптический институт”) применяется для шлифовки и полировки оптики, металлических изделий, в ювелирном деле.
Благодаря нерастворимости и прочности оксида хрома (III) его используют и в полиграфических красках (например, для окраски денежных купюр). Вообще, оксиды многих металлов применяются в качестве пигментов для самых разнообразных красок, хотя это – далеко не единственное их применение.
Задания для закрепления
1. Выпишите отдельно химические формулы солеобразующих кислотных и основных оксидов.
NaOH, AlCl 3 , K 2 O, H 2 SO 4 , SO 3 , P 2 O 5 , HNO 3 , CaO, CO.
2. Даны вещества : CaO, NaOH, CO 2 , H 2 SO 3 , CaCl 2 , FeCl 3 , Zn(OH) 2 , N 2 O 5 , Al 2 O 3 , Ca(OH) 2 , CO 2 , N 2 O, FeO , SO 3 , Na 2 SO 4 , ZnO, CaCO 3 , Mn 2 O 7 , CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Выберите из перечня: основные оксиды, кислотные оксиды, безразличные оксиды, амфотерные оксиды и дайте им названия .
3. Закончите УХР, укажите тип реакции, назовите продукты реакции
Na 2 O + H 2 O =
N 2 O 5 + H 2 O =
CaO + HNO 3 =
NaOH + P 2 O 5 =
K 2 O + CO 2 =
Cu(OH) 2 = ? + ?
4. Осуществите превращения по схеме:
1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4
2) S→SO 2 →H 2 SO 3 →Na 2 SO 3
3) P→P 2 O 5 →H 3 PO 4 →K 3 PO 4
Вещества, составляющие основу нашего физического мира, состоят из разных видов химических элементов. Четыре из них встречаются чаще всех остальных. Это водород, углерод, азот и кислород. Последний элемент может связываться с частицами металлов или неметаллов и образовывать бинарные соединения - окислы. В нашей статье мы изучим наиболее важные способы получения оксидов в лабораторных условиях и промышленности. Также рассмотрим их основные физические и химические свойства.
Агрегатное состояние
Оксиды, или окислы, существуют в трех состояниях: газообразном, жидком и твердом. Например, к первой группе относятся такие известные и широко распространенные в природе соединения, как углекислый газ - CO 2 , угарный газ - CO, двуокись серы - SO 2 и другие. В жидкой фазе существуют такие окислы, как вода - H 2 O, серный ангидрид - SO 3 , оксид азота - N 2 O 3 . Получение оксидов, названных нами, можно осуществить в лаборатории, однако такие из них, как и трехокись серы, добывают и в промышленности. Это связано с применением этих соединений в технологических циклах выплавки железа и получения сульфатной кислоты. Угарным газом восстанавливают железо из руды, а серный ангидрид растворяют в сульфатной кислоте и добывают олеум.
Классификация окислов
Можно выделить несколько видов кислородсодержащих веществ, состоящих из двух элементов. Химические свойства и способы получения оксидов будут зависеть от того, к какой из перечисленных групп относится вещество. углерода, получают прямым соединением углерода с кислородом, проводя реакцию жесткого окисления. Углекислый газ можно выделить и в процессе обмена и сильных неорганических кислот:
HCl + Na 2 CO 3 = 2NaCl + H 2 O + CO 2
Какая же реакция является визитной карточкой кислотных оксидов? Это их взаимодействие со щелочами:
SO 2 + 2NaOH → Na 2 SO 3 + H 2 O
Амфотерные и несолеобразующие окислы
Безразличные окислы, например CO или N 2 O, не способны к реакциям, ведущим к появлению солей. С другой стороны, большинство кислотных оксидов могут вступать в реакцию с водой, образуя кислоты. Однако для оксида кремния это невозможно. Силикатную кислоту целесообразно получить косвенным путем: из силикатов, реагирующих с сильными кислотами. Амфотерными будут такие бинарные соединения с кислородом, которые способны к реакциям как со щелочами, так и с кислотами. В эту группу мы отнесем следующие соединения - это известные окислы алюминия и цинка.
Получение оксидов серы
В своих соединениях с кислородом сера проявляет различную валентность. Так, в сернистом газе, формула которого SO 2 , она четырехвалентна. В лаборатории диоксид серы получают в реакции между сульфатной кислотой и гидросульфитом натрия, уравнение которой имеет вид
NaHSO 3 + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + SO 2 + H 2 O
Еще один способ добычи SO 2 - это окислительно-восстановительный процесс между медью и сульфатной кислотой высокой концентрации. Третий лабораторный метод получения оксидов серы - сжигание под вытяжкой образца простого вещества серы:
Cu + 2H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
В промышленности диоксид серы можно добыть выжиганием серосодержащих минералов цинка или свинца, а также обжигом пирита FeS 2 . Полученный таким методом сернистый газ используют для добычи трехокиси серы SO 3 и далее - сульфатной кислоты. Двуокись серы с другими веществами ведет себя как окись с кислотными признаками. Например, ее взаимодействие с водой приводит к образованию сульфитной кислоты H 2 SO 3:
SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3
Данная реакция является обратимой. Степень диссоциации кислоты невелика, поэтому соединение относят к слабым электролитам, да и сама сернистая кислота может существовать только в водном растворе. В нем всегда присутствуют молекулы сернистого ангидрида, которые придают веществу резкий запах. Раагирующая смесь находится в состоянии равенства концентрации реагентов и продуктов, которое можно сместить, изменяя условия. Так, при добавлении к раствору щелочи реакция будет проходить слева направо. В случае выведения из сферы реакции сернистого ангидрида нагреванием или продуванием через смесь газообразного азота динамическое равновесие будет смещаться влево.
Серный ангидрид
Продолжим рассматривать свойства и способы получения оксидов серы. Если сжечь сернистый ангидрид, то в результате образуется оксид, в котором сера имеет степень окисления +6. Это трехокись серы. Соединение находится в жидкой фазе, быстро твердеет в виде кристаллов при температуре ниже 16 °С. Кристаллическое вещество может быть представлено несколькими аллотропными модификациями, отличающимися строением кристаллической решетки и температурами плавления. Серный ангидрид проявляет свойства восстановителя. Взаимодействуя с водой, он образует аэрозоль сульфатной кислоты, поэтому в промышленности H 2 SO 4 добывают, растворяя серный ангидрид в концентрированной В результате образуется олеум. Добавляя в него воду, и получают раствор серной кислоты.
Основные окислы
Изучив свойства и получение оксидов серы, относящихся к группе кислотных бинарных соединений с кислородом, рассмотрим кислородные соединения металлических элементов.
Основные окислы можно определить по такому признаку, как наличие в составе молекул частиц металлов главных подгрупп первой или второй групп периодической системы. Они относятся к щелочным или щелочноземельным. Например, окись натрия - Na 2 O может реагировать с водой, в результате чего образуются химически агрессивные гидроксиды - щелочи. Однако главное химическое свойство основных оксидов - это взаимодействие с органическими или неорганическими кислотами. Оно идет с образованием соли и воды. Если к белому порошковидному оксиду меди добавить соляной кислоты, то обнаружим голубовато-зеленый раствор хлорида меди:
CuO + 2HCl = CuCl 2 + H 2 O
Нагревание твердых нерастворимых гидроксидов - еще один важных способов получения основных оксидов:
Ca(OH) 2 → CaO + H 2 O
Условия: 520-580 °C.
В нашей статье мы рассмотрели наиболее важные свойства бинарных соединений с кислородом, а также способы получения оксидов в лаборатории и промышленности.
Хотелось бы дать возможно более простое определение оксида - это соединение элемента с кислородом. Но существуют кислоты и соли. Рассмотрим соединения H2O2 и BaO2. Перекись водорода является слабой кислотой (она диссоциирует в воде давая ионы водорода и анионы HO2- и O2-2). Пероксид бария - это бариевая соль перекиси водорода. У молекул H2O2 и BaO2 есть кислородный мостик -O-O-, поэтому степень окисления кислорода в этих соединениях -1. В неорганической химии обычно пероксиды к классу оксидов не относят и поэтому необходимо уточнить определение оксида таким образом, чтобы пероксиды в этот класс не попадали. Фтор самый активный неметалл и вслед за ним идет кислород. Формальная степень окисления атома кислорода в оксиде фтора +2, а во всех других оксидах -2. Следовательно, оксидами называют соединения элементов с кислородом, в которых кислород проявляет формальную степень окисления равную -2 (за исключением оксида фтора, где она равна +2).
Один и тот же химический элемент может образовывать с кислородом не один оксид, а несколько, например, у азота известны оксиды N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4, N2O5. Во всех этих оксидах степень окисления у кислорода -2, а у азота, соответственно, +1, +2, +3, +4, +4 и +5. У двух оксидов: NO2 и N2O4 степен окисления азота и кислорода совпадают. В названии веществ отражается история развития химии как науки. В период накопления экспериментальных данных в химии названия веществ отражали либо способ их получения (жженая магнезия: MgCO3 ® MgO + CO2), либо характер воздействия на человека (N2O - веселящий газ), либо сферу применения (пурпурно-красная краска "сурик" - Pb3O4) и т.д. По мере того как все большее число людей изучало химию, по мере того как все большее число веществ надо было охарактеризовать и запомнить возникла необходимость просто словами называть формулу вещества. Введение понятий валентность, степень окисления и т.д. влияло на названия веществ. Мы приведем таблицу, в которой даны названия оксидов азота при использовании различных стилей и номенклатур.
Получение оксидов
При изучении данной главы особое внимание будет уделено взаимосвязи "родственных" веществ из разных классов.
Как получить оксиды из простых веществ? Их окислением:
2Mg + O2 = 2MgO, 2C + O2 = 2CO, C + O2 = CO2.
Рассмотрим лишь принципиальную возможность получения оксида из простых веществ. Получение CO и CO2 будет рассмотрено в разделе "Углерод".
Можно ли получить оксиды из оксидов? Да:
2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2.
Можно ли получить оксиды из гидроксидов? Да:
Ca(OH)2 CaO + H2O, H2CO3 = CO2 + H2O.
Можно ли получить оксиды из солей? Да:
CaCO3 CaO + CO2, 2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + O2.
Свойства оксидов
Если посмотреть внимательно реакции, написанные выше, то те из них, в которых оксиды встречались в левой части уравнения, будут говорить нам о свойствах оксидов. Эти общие для всех оксидов свойства относятся к окислительно-восстановительным процессам:
2SO2 + O2 = 2SO3, 2SO3 = 2SO2 + O2, Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2, Al + Fe2O3 = Al2O3 + Fe, C + Fe2O3 = CO + 2FeO.
Но тем не менее, свойства оксидов обычно рассматриваются с учетом их классификации.
Свойства основных оксидов
Прежде всего надо показать, что отвечающие им гидроксиды являются основаниями:
CaO + H2O = Ca(OH)2, Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH-,
т.е. оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов при взаимодействии с водой дают растворимые в воде основания, которые называются щелочами.
Основные оксиды, реагируя с кислотными или амфотерными оксидами, дают соли:
CaO + SO3 = CaSO4, BaO + Al2O3 = Ba(AlO2)2.
Основные оксиды, реагируя с кислотными или амфотерными гидроксидами, дают соли:
CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O, K2O + Zn(OH)2 = K2ZnO2 + H2O.
Основные оксиды, реагируя с кислыми солями, дают средние соли:
CaO + Ca(HCO3)2 = 2CaCO3 + H2O.
Основные оксиды, реагируя с нормальными солями, дают основные соли:
MgO + MgCl2 + H2O = 2Mg(OH)Cl.
Свойства кислотных оксидов
Отвечающие кислотным оксидам гидроксиды являются кислотами:
SO3 + H2O = H2SO4, H2SO4 = 2H+ + SO42- .
Многие кислотные оксиды, растворяясь в воде, дают кислоты. Но есть и такие кислотные оксиды, которые не растворяются в воде и с ней не взаимодействуют: SiO2.
Кислотные оксиды, реагируя с основными или амфотерными оксидами, дают соли:
SiO2 + CaO = CaSiO3, 3SO3 + Al2O3 = Al2(SO4)3.
Кислотные оксиды, реагируя с основными или амфотерными гидроксидами, дают соли:
SO3 + Ca(OH)2 = CaSO4 + H2O, SO3 + Zn(OH)2 = ZnSO4 + H2O.
Кислотные оксиды, реагируя с основными солями, дают средние соли.
Кислотные оксиды, реагируя с нормальными солями, дают кислые соли:
CO2 + CaCO3 + H2O = Ca(HCO3)2.
Свойства амфотерных оксидов
Отвечающие амфотерным оксидам гидроксиды обладают амфотерными свойствами:
Zn(OH)2 = Zn2+ + 2OH-, H2ZnO2 = 2H+ + ZnO22-.
Амфотерные оксиды не растворяются в вводе.
Амфотерные оксиды, реагируя с основными или с кислотными оксидами, дают соли:
Al2O3 + K2O = 2KAlO2, Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3.
Амфотерные оксиды, реагируя с основными или кислотными гидроксидами, дают соли:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O, ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O.