Несолеобразующие оксиды примеры – Урок №33. Оксиды: классификация, номенклатура, свойства оксидов, получение, применение

2.2 Оксиды

2.2.1 Определение. Состав и строение оксидов.

Оксиды – соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления –2.

Например, СаО – оксид кальция, SО3 – оксид серы (VI).

Следует отличать оксиды от пероксидов, в составе которых кислород находится в степени окисления –1. В этих соединениях атомы кислорода связаны друг с другом. Примеры: Н2О2 – пероксид водорода, ВаО2 – пероксид бария. По своей природе пероксиды представляют собой соли очень слабой кислоты пероксида (перекиси) водорода Н2О2.

Ионными можно считать практически лишь оксиды ще­лочных и щелочноземельных металлов, остальные оксиды – ковалентные соединения (тип связи – ковалентная поляр­ная). В случае ковалентной связи кристаллическая решетка оксида может быть атомной (например, в SiО2) или молеку­лярной (если рассматривать оксиды в твердом состоянии). Примерами последних могут быть: СО

2, SО2 и т. д.

2.2.2 Классификация и номенклатура оксидов.

По функциональным признакам оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие (без­различные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основ­ные, кислотные и амфотерные (таблица 2).

Таблица 2 – Классификация солеобразующих оксидов по их кислотно-основному характеру

Солеобразующие оксиды

Основные

Амфотерные

Кислотные

Гидраты* основных оксидов – основа­ния

Гидраты амфотерных оксидов – ам­фотерные гидроксиды

Гидраты кислотных оксидов – кис­лоты

Основные оксиды образованы метал­лами, причем сте­пень окисления ме­талла в оксиде, как правило, равна +1 или +2.

Na2О, MgO, MnO

Существуют исклю­чения, например: BeO, ZnO, SnO (относятся к амфотерным оксидам)

Амфотерные окси­ды образованы ме­таллами, причем степень окисления металла в оксиде равна +3 или +4.

А12О3, Сг2О3, МnО2

Исключение: ВеО, ZnO, SnO – амфо­терные оксиды

Кислотные оксиды образованы:

– неметаллами Р2О5, СО2, SО3

– металлами, при­чем степень окис­ления металла в оксиде равна +5, +6, +7

V2О5, CrО3, Мn2О7

* Примечание: гидраты – продукты соединения с водой, получаемые присоеди­нением воды к данному веществу прямо или косвенно

Иногда оксиды металлов, в которых степень окисления металла равна +2, являются амфотерными, например: ВеО, ZnO, SnO, PbO.

В то же время, некоторые оксиды, в которых степень окисления металла равна +3, являются основными, напри­мер: Y2О3, La2О3.

Несолеобразующие (безразличные) оксиды не имеют со­ответствующих гидратов, которые бы являлись кислотами или основаниями. Примеры: NO, N2О, CO, SiO.

Такие оксиды не проявляют ни кислотных, ни основных свойств.

Номенклатура оксидов соответствует номенклатуре бинарных соединений (см. пункт 2.1). Существуют т.н. двойные оксиды – оксиды, содержащие атомы элементов в различных степенях окисления:

Fe3О4 – оксид железа (II, III) – FeО∙Fe2О3;

Pb2O3 – оксид свинца (II, IV) – PbOPbO2.

studfile.net

Несолеобразующие оксиды - Справочник химика 21

    Несолеобразующие оксиды, как видно из их названия, не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей. К ним относятся N2O, N0 и некоторые другие оксиды. [c.31]

    Окись углерода — несолеобразующий оксид растворяясь в воде, она не изменяет pH раствора. СО не реагируете кислотами с щелочами вступает в реакцию при высоких температурах с образованием солей муравьиной кислоты — формиатов  [c.89]


    Оксид углерода (II) (угарный газ). Несолеобразующий оксид. Сильно ядовит. По физическим свойствам похож на Nj из-за сходства электронного строения С О и NsN. [c.306]

    Таким образом, N0 — несолеобразующий оксид. [c.259]

    А0° = -1-17 кДж. Таким образом, СО — несолеобразующий оксид. [c.358]

    Оксиды, которые не проявляют ни кислотных, ни основных свойств, т.е. не образуют солей, относятся к несолеобразующим оксидам, или безразличным. [c.55]

    СО — бесцветный газ, плохо растворимый в воде, является несолеобразующим оксидом, называется угарным газом, так как очень ядовит из-за своей способности замещать кислород в соединении с гемоглобином крови. Первичные симптомы отравления — снижение чувствительности глаз, боли в области лба, учащение пульса, тошнота. Предельно допустимая концентрация СО в воздухе 0,02 г/м . [c.276]

    Кислородные соединения азота. Оксид азота (I) (закись азота) N2O — несолеобразующий оксид, При нагревании он paf-лагается на простые вещества поэтому при повышенных температурах оксид азота(I) проявляет свойства сильного окислителя. Электронная структура молекулы N2O соответствует схеме [c.172]

    У. о.- несолеобразующий оксид. При повыш. т-рах он реагирует с щелочами  [c.27]

    Действительно, оксиды СО и NO не имеют кислотных гидроксидов (хотя С и N-неметаллы), они не образуют солей, в состав анионов которых входили бы С" и N". Поэтому оксиды СО и NO называют несолеобразующими оксидами. [c.101]

    При нагревании N0 окисляет многие вещества (С, Р, S, SOj, II2, металлы), переходя при этом обычно в молекулярный азот. В воде N0 мало растворим и с ней не реагирует - это несолеобразующий оксид. 

[c.406]

    СО — несолеобразующий оксид, мало растворим в воде (при 0°С в 1 л воды растворяется З. З мл), термически стойкое, очень ядовитое вещество. [c.177]

    Оксид азога (П) (окись азота) N0 — несолеобразующий оксид. Для него наиболее характерны восстановительные свойства. Так, уже прн обычных условиях он окисляется кислородом воздуха до оксида азота(IV), а хлором — до хлористого нитрозила  [c.173]

    Оксиды подразделяются на несолеобразующие (безразличные) и солеобразующие. Несолеобразующие оксиды не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями (СО, N0, N20). Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. [c.32]


    Низшие оксиды углерода и кремния СО и 8 0 являются несолеобразующими оксидами, а оксиды двухвалентных германия, олова и свинца ОеО, 8пО и РЬО — амфотерными оксидами. [c.408]

    О. азота, N0. Несолеобразующий оксид, плохо растворимый в воде ядовитый газ, промежуточный продукт в производстве азотной кислоты. 

[c.289]

    Оксиды делят на солеобразующие и несолеобразующие. Последние называют также индифферентными (безразличными). Примерами несолеобразующих оксидов являются СО, SiO, N2O, N0. Солеобразующим оксидам, как видно из их названия, соответствуют соли, По отношению их к кислотам и основаниям солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные. [c.59]

    Оксид углерода (II) — несолеобразующий оксид. Он проявляет восстановительные свойства, например горит с образованием СО2  [c.95]

    Оксид азота (II) N0 — бесцветный газ, не имеет запаха. В воде малорастворим, относится, как и N2O, к несолеобразующим оксидам. Оксид азота (И N0 образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах (например, во время грозы в воздухе ) или при высокой температуре  [c.386]

    Углерод образует два оксида СО и СО2. Монооксид углерода используется в пирометаллургии как сильный восстановитель (переводит оксиды металлов в металлы). Для СО характерны также реакции присоединения с образованием карбонильных комплексов, например [Ре(СО)б]. Монооксид углерода — несолеобразующий оксид он ядовит ( угарный газ ). Диоксид углерода — кислотный оксид, в водном растворе существует в виде моногидрата СО2 Н2О и слабой двухосновной угольной кислоты Н2СО3. Растворимые соли угольной кислоты — карбонаты и гидрокарбонаты — вследствие гидролиза имеют pH > 7. 

[c.169]

    Задача Н-20. Азот N2 и несолеобразующий оксид азота (II) N0 с водой не взаимодействуют и практически не растворяются в ней. Смешанный оксид NOg взаимодействует с водой с образованием смеси азотной и азотистой кислот  [c.168]

    СО — несолеобразующий оксид, при обычных условиях не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами. Он образуется при горении угля и углеродистых соединений при ограниченном доступе кислорода, а также при взаимодействии углекислого газа СОг с раскаленным углем СОг + С = 2С0. [c.327]

    Если следовать традиционной форме, то задание выглядело бы следующим образом Среди указанных веществ выделите а) оксиды и гидроксиды б) оксиды, основания, кислоты в) солеобразующие оксиды, несолеобразующие оксиды, основания, кислоты . [c.25]

    Приведите по три примера а) солеобразующих и б) несолеобразующих оксидов. 

[c.155]

    Несолеобразующие оксиды не взимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями. К ним относятся окснд азота (I) N2O, оксид азота (И) N0 и др. [c.31]

    Почему оксид углерода (II) относят к несолеобразующим оксидам, несмотря на то что известна его реакция со щелочью, непосредственно приводящая к образованию соли Приведите уравнение реакции и укажите условия, при которых возможно ее протекание. [c.155]

    О. углерода (II), СО. Несолеобразующий оксид, плохо растворимый в воде газ применяется как топливо, как сырьё в органическом синтезе, для получения карбонилов металлов и др. [c.291]

    Оксиды неметаллов делятся на две группы несолеобразующие и солеобразующие оксиды. К несолеобразующим оксидам относят

www.chem21.info

Оксидиы.Солеобразующие и несолеобразующие оксиды

Оксиды являются сложными веществами, состоящими из двух элементов, из которых один - кислород во второй степени окисления.

В химической литературе для номенклатуры оксидов придерживаются следующих правил:

  1. При написании формул кислород всегда ставят на втором месте - NO, CaO.
  2. Называя оксиды, сначала всегда употребляют слово оксид, после него в родительном падеже идет название второго элемента: BaO – оксид бария, K₂O – оксид калия.
  3. В случае, когда элемент образовывает несколько оксидов, после его названия указывают в скобках степень окисления этого элемента, например N₂O₅ - оксид азота (V), Fe₂O₃ - оксид железа (II), Fe₂O₃ - оксид железа (III).
  4. Называя самые распространенные оксиды, обязательно необходимо соотношения атомов в молекуле обозначать соответствующими греческими числительными: N₂O – оксид диазота, NO₂ - диоксид азота, N₂O₅ - пентаоксид диазота, NO – монооксид азота.
  5. Ангидриды неорганических кислот желательно называть точно так же как оксиды (например, N₂O₅ - оксид азота (V)).

Оксиды можно получить несколькими различными способами:

  1. Взаимодействием с кислородом простых веществ. Простые вещества окисляются при нагревании часто с выделением теплоты и света. Данный процесс называется горением
    C + O₂ = CO₂
  2. Благодаря окислению сложных веществ получаются оксиды элементов, которые включены в состав исходного вещества:
    2H₂S + 3O₂ = 2 H₂O + 2 SO₂
  3. Разложением нитратов, гидроксидов, карбонатов:
    2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + 4NO₂ + O₂
    CaCO₃ = CaO + CO₂
    Cu(OH)₂ = CuO + H₂O
  4. В результате окисления металлов оксидами иных элементов. Подобные реакции стали основой металлотермии – восстановления металлов из их оксидов с помощью более активных металлов:
    2Al + Cr₂O₃ = 2Cr ±Al₂O₃
  5. Путем разложения высших оксидов либо доокислением низших:
    4CrO₃ = 2Cr₂O₃ + 3O₃
    4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃
    4CO + O₂ = 2CO₂

Классификация оксидов на основе их химических свойств подразумевает их деление на солеобразующие и несолеобразующие оксиды (безразличные). Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делят на кислотные, основные и амфотерные.

Основным оксидам соответствуют основания. Например, Na₂O, CaO, MgO - основные оксиды, так как им соответствуют основания – NaOH, Ca(OH)₂, Mg(OH)₂. Некоторые оксиды (K₂O и CaO) легко вступают в реакцию с водой и образуют соответствующие основания:

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

K₂O + H₂O = 2KOH

Оксиды Fe₂O₃, CuO, Ag₂O с водой в реакцию не вступают, но нейтрализуют кислоты, благодаря чему считаются основными:

Fe₂O₃, + 6HCl = 2FeCl₃ + 3H₂OCuO + H₂SO₄ + H₂O

Ag₂O + 2HNO₃ = 2AgNO₃ + H₂O

Типичные химические свойства оксидов такого вида - их реакция с кислотами, в результате которой, как правило, образуются вода и соль:

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O

Основные оксиды вступают в реакцию также с кислотными оксидами:

CaO + CO₂ = CaCO₃.

Кислотным оксидам соответствуют кислоты, К примеру, оксиду N₂O₃ соответствует азотная кислота HNO₂, Cl₂O₇ - хлорная кислота HClO₄, SO₃ - серная кислота H₂SO₄.

Основными химическим свойством таких оксидов является их реакция с основаниями, образуется соль и вода:

2NaOH + CO₂ = NaCO₃ + H₂O

Большинство кислотных оксидов вступают в реакцию с водой, образуя соответствующие кислоты. В то же время оксид SiO₂ практически нерастворим в воде, однако он нейтрализует основания, следовательно, является кислотным оксидом:

2NaOH + SiO₂ = (сплавление) Na₂siO₃ + H₂O

Амфотерные оксиды – это оксиды, которые в зависимости от условий демонстрируют кислотные и основные свойства, т.е. при взаимодействии с кислотами ведут себя как основные оксиды, а при взаимодействии с основаниями – как кислотные.

Не все амфотерные оксиды в одинаковой степени взаимодействуют с основаниями и кислотами. У одних более выражены основные свойства, у других – кислотные.

Если оксид цинка или хрома в одинаковой степени реагирует с кислотами и основаниями, то у оксида Fe₂O₃ преобладают основные свойства.

Свойства амфотерных оксидов показаны на примере ZnO:

ZnO + 2HCl = ZnCl₂ + H₂O

ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O

Несолеобразующие оксиды не образуют ни кислот, ни оснований (например, N₂O, NO).

Кроме того, они не дают реакций, характерных для солеобразующих оксидов. Несолеобразующие оксиды могут вступать в реакцию с кислотами или щелочами, но при этом не образуются продукты, характерные для солеобразующих оксидов, например при 150⁰С и 1,5 МПа СО реагирует с гидроксидом натрия с образованием соли – формиата натрия:

СО + NaOH = HCOONa

Несолеобразующие оксиды распространеніы не так широко как остальные виды оксидов и образуются, в основном, при участии двухвалентных неметаллов.

fb.ru

Солеобразующие и несолеобразующие оксиды.

Оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие.

Солеобразующими называют такие оксиды, которые в результате химических реакций способны образовывать соли.

- Дайте определение понятию «Соли».

Несолеобразующие оксиды такой способностью не обладают. Примером несолеобразующих оксидов могут служить следующие вещества: CO, N2O, NO.
Солеобразующие оксиды, в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основные, амфотерные и кислотные оксиды. Зависимость характера оксида от степени окисления образующего его металла.

Основными оксидами называются такие оксиды, которым в качестве гидратов (продуктов присоединения воды) соответствуют основания.

Например:

Основные оксиды Соответствующая гидратная форма(основание)

Na2O → NaOH

BaO→ BaOH

СaO→ СaOH

Основные оксиды образуют металлы при проявлении ими невысокой валентности (обычно I или II). Оксиды таких металлов, как Li,Na, K, Rb, Cs, Fr , Ca , Sr, Ba взаимодействуют с водой с образованием растворимых в воде оснований - щелочей. Другие основные оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют, а соответствующие им основания получают из солей (косвенным путем).

Кислотными оксидами называются такие оксиды, которым в качестве гидратов соответствуют кислоты. Кислотные оксиды называют также ангидридами кислот. Например: кислотные оксиды и соответствующая гидратная форма (кислота)

SO3→ H2SO4

Р2О3→ H3РO4

СrО3→ H2CrO4

Кислотные оксиды образуют неметаллы и металлы при проявлений ими высокой валентности. Например, оксид марганца (VII) - кислотный оксид, так как в качестве гидрата ему соответствует кислота HMnO4 и это оксид металла с высокой валентностью.

Большинство кислотных оксидов могут взаимодействовать с водой непосредственно и при этом образовывать кислоты.

Например: СrО3 + H2O → H2CrO4

Р2О3 + H2O → H3РO4

SO3 + H2O → H2SO4

Некоторые оксиды непосредственно с водой не взаимодействуют. Такого типа оксиды сами могут быть получены из кислот. Например:

H2SiO3→ SiO2 + H2O (температура)

Это подтверждает названия кислотных оксидов - ангидриды, то есть "не содержащие воду". Оксиды SO2 и CO2 реагирую с водой обратимо:

СО2 + H2O ↔ h3CO3; SО2 + H2O ↔ H2SO3

Это подтверждает названия кислотных оксидов - ангидриды, то есть "не содержащие воду".

Амфотерные оксиды представляют собой оксиды, которые в зависимости от условий проявляют свойства как основных (в кислой среде), так и кислотных (в щелочной среде) оксидов.

К амфотерным оксидам относятся только оксиды некоторых металлов.

Например: BeO, Al2O3, PbO, SnO, ZnO, PbO2, SnO2, Сr2О3

PbO + 2HNO3→ Pb(NO3)2 + H2O

а) В кислой среде PbO (оксид свинца (II)) проявляет свойства основного оксида

б) в щелочной среде PbO проявляет свойства кислотного оксида.

t

PbO + 2NaOHтв → Na2 PbO2 + H2O

Амфотерные оксиды с водой непосредственно не взаимодействуют, следовательно, их гидратные формы получают косвенно - из солей. Несолеобразующие (индифферентные) оксиды - небольшая группа оксидов, не вступающая в химические реакции с образованием солей. К ним относятся: CO, N2O, NO , SiO2.

Химические свойства оксидов.

  Схема реакций Примеры
1. Оксид основный + кислота = соль (раств.)+ вода CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O 3Na2O + 2H3PO4 = 2Na3PO4 + 3H2O
  + вода = гидроксид (раств.) ВaO + H2O = Вa(OH)2 Na2O + H2O = 2NaOH
  + вода ≠ гидроксид (нераств.) FeO + H2O ≠ MgO + H2O ≠
  + кислотный оксид = соль(раств.) CaO + СO2 = CaCO3 FeO + SO3 = FeSO4
  разлагаются HgO, Ag2O 2HgO 2Hg + O2 2 Ag2O 4Ag + O2
2. Оксид амфотерный + кислота = соль (раств.)+ вода Al2O3 +3H24 = Al2(SO4)3 + 3H2O
  + щелочь = соль + вода Al2O3 + 2NaOHH2O + 2NaAlO2 ZnO + 2NaOHH2O + Na2ZnO2
  + вода ≠ Al2O3 + H2O ≠
3. Оксид кислотный + щелочь = соль + вода SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O P2O5 + 6NaOH = 2Na3PO4 + 3H2O
  + вода = кислота, растворимая в воде SO2 + H2O = H2SO3 P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
  + вода ≠ кислота, нераств. в воде SiO2 + H2O ≠
  + основной оксид = соль 3CaO + P2O5 = Ca3(PO4)2
  + соль = соль(раств.) + кислотный оксид SiO2 + CaCO3 = CaSiO3 + CO2

Получение оксидов.

1) окисление металлов: 2Cu + O2 = 2CuO оксид меди (II) черный налет

2) окисление неметаллов: C + O2 = CO2 оксид углерода (IV)

3) разложение кислот: Н24 = SО2 + Н2О оксид серы (IV)

4) разложение солей: CaCО3 = CaО + CО2

5) разложение оснований: Fe(ОН)2 = FeО + Н2О оксид железа (II)

7) горение сложных веществ: C2H5OH + 3О2 → 2CО2 + 3Н2О

Вопросы для самоконтроля

1) Вещества подразделяют на простые и сложные, укажите их отличия?

2) Перечислите классы неорганических соединений.

3) Дайте определение понятию «Оксиды».

4) Перечислите виды оксидов.

5) Дайте определения понятий основных, кислотных, амфотерных оксидов.

6) Дайте определение понятию «Основания».

7) Какие элементы образуют основные оксиды?

8) Какие оксиды относят к кислотным?

9) Дайте определение понятию «Кислоты»

10) Какие элементы образуют кислотные оксиды?

11) Назовите особенности амфотерных оксидов.

12) Как изменяют цвета индикаторы в кислой среде?

13) Как изменяют цвета индикаторы в щелочной среде?

14) Напишите уравнения диссоциации: воды, гидроксида натрия, соляной кислоты, хлорида натрия.

15) Какие элементы образуют амфотерные оксиды?

16) Закончите уравнения химических реакций, дайте название веществам:

а) P + O2 →
б) Al + O2 →
в) h3SO4 + Fe2O3 →
г) BaO + HCl →
д) C2h5 + O2 →

С какими из следующих веществ будет реагировать ВаО:

ВаО + SO3 →
ВаО + P2O5 →
ВаО + NaOH→
ВаО + Na2SO4 →
ВаО + HNO3→

2 - С какими из следующих веществ будет реагировать AI2О3:

AI2О3+ SO3 →
AI2О3 + P2O5 →
AI2О3 + NaOH→
AI2О3 + Na2SO4 →
AI2О3 + HNO3→

3 - С какими из следующих веществ будет реагировать N2О5:

N2О5 + SO3 →  
N2О5 + P2O5 →  
N2О5 + NaOH→  
N2О5 + Na2SO4 →  
N2О5 + HNO3→  

17.Из приведенных формул оксидов выписать оксиды:

А) Солеобразующие : основные, кислотные, амфотерные Б) Несолеобразующие.

Дать им названия.

Na2O, N2O5, NaOH, HNO3, FeO, SO2, CO, SCI2, CI2O5, Mn2O7, FeS, Fe2O3, Cu2O, P2O5, N2O, ZnCI2, MgO, Cr2O3, CrO3, ZnO

Солеобразующие Несолеобразующие
Основные Кислотные Амфотерные  
       

 

 

ПЛАН ЗАНЯТИЯ №17

Дисциплина: Химия.

Тема: Классификация химических реакций.

Цель занятия: систематизировать, обобщить и углубить знания учащихся о химических реакциях и их классификации, развить навыки самостоятельной работы, умения записывать уравнения реакций и расставлять коэффициенты, указывать типы реакций, делать выводы и обобщения.

Планируемые результаты

Предметные: сформированность умения давать количественные оценки и производить расчеты по химическим формулам и уравнениям;

Метапредметные: использование различных видов познавательной деятельности и основных интеллектуальных операций (постановки задачи, формулирования гипотез, анализа и синтеза, сравнения, обобщения, систематизации, выявления причинно-следственных связей, поиска аналогов, формулирования выводов) для решения поставленной задачи;

Личностные: готовность к продолжению образования и повышения квалификации в избранной профессиональной деятельности и объективное осознание роли химических компетенций в этом;

Норма времени:2 часа

Вид занятия:Лекция.

План занятия:

1) Реакции соединения, разложения, замещения, обмена.

Оснащение:Учебник.

Литература:

1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..

2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 - изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.

Преподаватель:Тубальцева Ю.Н.


Читайте также:


Рекомендуемые страницы:

Поиск по сайту

poisk-ru.ru

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *