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Oxyde., 
kennen lernen, welche mehrere Oxyde zu bilden vermögen, 
von denen die niederen, d. h. sauerstoffärmeren, basische, die 
höheren oder sauerstoffreicheren aber saure Eigenschaften 
haben. Dahin gehören u. a. Mangan und Chrom. 
Die meisten Oxyde sind in der Hitze beständig, wie 
schon daraus hervorgeht, dass sie sich beim Verbrennen der 
betr. Elemente im Sauerstoff bilden. Nur die Oxyde der 
sogen. Edelmetalle werden durch einfaches Erhitzen zerlegt 
und können daher auch nicht durch direkte Vereinigung mit 
Sauerstoff in höherer Temperatur dargestellt werden. So zer- 
fällt das Oxyd des Silbers beim Erhitzen in Metall und 
Sauerstoff: 
Ag:O =24Ag + 0. 
Das Quecksilber bildet in dieser Hinsicht einen Ueber- 
gang; durch mässiges Erhitzen von Quecksilber an der Luft 
kann man das Metall in Oxyd überführen: 
HaR+ 0 = HgO, 
aber das letztere zerfällt bei stärkerem Erhitzen wieder in 
Metall und Sauerstoff: 
Hg0O = Hg + 0, 
ein Vorgang, dessen wir uns in Versuch 3 (S. 7) zur Dar- 
stellung von Sauerstoff bedienten. 
Die meisten Ozyde sind in Wasser unlöslich. Von den 
Oxyden der Metalle lösen sich diejenigen der Alkalimetalle 
und der Erdalkalimetalle, von den Oxyden der Nichtmetalle 
aber vorwiegend jene, welche den Charakter von Säurean- 
hydriden haben, in Wasser auf. Diese Löslichkeit der Oxyde 
in Wasser beruht aber auf einer chemischen Veränderung, 
bei welcher die Oxyde in Hydroxyde übergehen. Genau ge- 
nommen sind also nicht die betr. Oxyde in Wasser löslich, 
sondern die durch Verbindung derselben mit Wasser ent- 
standenen Hydroxyde. Die Aufnahme des Wassers durch 
die Oxyde, also die Bildung der Hydroxyde, erfolgt in man-