Oksidi, soli baze, kisline. Lastnosti oksidi, baze, kisline, soli

Sodobna kemična znanost je veliko različnih področjih, in vsak od njih, poleg teoretičnega okvira, je zelo praktičen pomen, praktičen. Karkoli se dotakneš, je vse okoli - izdelki kemične proizvodnje. Glavni oddelki - je anorganske in organske kemije. Razmislite, kaj je glavni razredi spojin besedilu anorganska, in kaj lastnosti imajo.

Glavne skupine anorganskih spojin

Za tiste, sprejete na naslednje:

1. Oksidi.
2. Salt.
3. Baza.
4. Kislina.

Vsaka od razredov predstavlja veliko različnih anorganskih spojin in ima vrednost skoraj v vseh strukturnih gospodarskih in industrijskih dejavnosti človeka. Vse glavne lastnosti značilne teh spojin, ki so v naravi in pridobivanje študiral v šoli kemije seveda obvezno v razredu 8-11.

Obstaja splošno tabela oksidi, soli, baze, kisline, ki so primeri vsako od snovi in njihovo agregatnem stanju, pri čemer so v naravi. A prikazuje tudi interakcijo opisovanja kemijske lastnosti. Vendar pa bomo obravnavali vsak razred posebej in bolj podrobno.

Skupina spojin - oksidi

Oksidi - A razred anorganskih spojin , ki so sestavljeni iz dveh elementov (binarni), od katerih je eden vedno O (kisik) iz spodnjega oksidacijskem stanju -2, ki stoji na drugem mestu v empirično formulo spojine. Primer: N ₂ O _5, CaO in tako naprej.

Oksidov so razdeljeni na naslednji način.

I. Nesoleobrazuyuschie - ni sposobna tvoriti soli.

II. Sol oblikovalni - so sposobni tvoriti soli (z bazami, amfoternih spojine seboj kislin).

1. Kisline - kadar damo v vodo, da se tvori kisline. Nekovin pogosto oblikovani ali kovine z visoko CO (oksidacija).
2. Ključ - oblika baza na voda vstopi. Nastala Kovinski element.
3. Amfoterično - Prikaz kislinsko-bazično dvojno naravo, ki jo določimo s reakcijskih pogojih. Nastala prehodne kovine.
4. Mešani - pogosto sklicujejo na soli in oblikovanih elementov v različnih oksidacijskih stanj.

Višje oksid - je oksid, kjer je tvori element v najvišji oksidacijsko stanje. Primer: Te ^_6. Za telur največja oksidacijskem stanju +6, to pomeni Teo ₃ - višji oksid za ta element. Periodično sistem elementov za vsako skupino podpisan splošno empirično formulo, ki prikazuje zgornje oksid vseh elementov v skupini, temveč samo glavno podskupino. Na primer, prva skupina elementov (alkalijske kovine) je formula obrazca R ₂ O, kar kaže, da imajo vsi elementi glavnega podskupine te skupine izmed takih formul je višja oksid. Primer: Rb ₂ O, Cs ₂ O in tako naprej.

dobimo ustrezno hidroksidom pri višji oksidom, raztopljenim v vodi (alkalije, kisline ali amfoterni hidroksid).

značilnosti oksidi

Oksidi lahko obstajajo v vsakem agregatnem stanju pri normalnih pogojih. Večina jih je v trdni kristalni obliki ali v prahu (CaO, SiO ₂₎ nekatere CO (kislinske oksidov) na voljo v obliki tekočine (Mn ₂ O ₇₎ in plinov (NO, _2). To je posledica kristalna mrežna struktura. Zato je razlika v vrelišč in tališči, ki se razlikujejo med različnimi predstavniki -272 ⁰ ° C do 70-80 ⁰ C (včasih višji). Topnost v vodi spreminja.

1. Topne - osnovni kovinski oksidi, znane kot alkalijske, zemeljske alkalijske in vse druge kislinski razen silicijevega oksida (IV).
2. Netopne - amfoterne okside, vsi drugi osnovni in SiO _2.

Kaj oksidi reagirajo?

Oksidi, soli, baze, kisline kaže podobne lastnosti. Splošne lastnosti skoraj vseh oksidov (razen nesoleobrazuyuschih) - to sposobnost kot posledica specifične interakcije se tvori različne soli. Vendar pa je za vsako skupino oksidov tipičnih njihove specifične kemijske značilnosti, ki odražajo lastnosti.

Lastnosti različnih skupin oksidi

Osnovni oksidi - TOE	Kisle oksidi - CO	Dvojni (amfoterni) oksid - AO	Oksidov ne tvorijo soli
1. Reakcije z vodo: tvorba alkalij (oksidi alkalijskih in zemeljsko alkalijskih kovin) Fr 2 O + voda = 2FrOH 2. Reakcije kislinske: tvorba soli in vode kislina + Me + nO = H2O + sol 3. Reakcija s CO, tvorba soli in vode litijev oksid + dušikov oksid (V) = 2LiNO 3 4. reakcije, ki izhajajo iz elementov spreminjajo CO Me + nO + C Me + CO 0 =	1. Reagent voda: kislina tvorba (SiO 2 izjema) CO + voda = kisline 2. Reakcije z bazami: CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O 3. Reakcije z osnovnimi oksidi: tvorba soli P 2 O 5 + 3MnO Mn 3 (PO 3) 2 4. Odzivi OVR: CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,	Exhibit dvojna lastnosti interakcijo na osnovi kislinsko-bazično metodo (z kisline, baze, osnovnih oksidov in njihovih kislinskih oksidov). Ker voda ne pride v stik. 1. Z kislino: tvorba soli in vode AO + kislina = sol + H2O 2. baze (alkalijske): tvorba hidrokso Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li [Al (OH) 4] 3. Reakcija s kislimi oksidov: Priprava soli FeO + SO2 = FeSO 3 4. Reakcija z GA: tvorbo soli fuzije MnO + Rb 2 O = Rb 2 dvojna sol MnO 2 5. Reakcije fuzijski z alkalijami in alkalijskih karbonatov kot soli postavitev Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H2O	Oblika niti kisline niti alkalije. Kažejo posebne lastnosti ozko.

Vsak zgornji oksid oblikovana kot kovino in nekovinskih, raztopljenega v vodi, daje močno kislino ali alkalijo.

Organskih kislin in anorganskih

V klasičnem zvokom (na pozicijah ED - elektrolitska disociacija - Svante Arrhenius kislina) - te spojine v vodnem mediju ločiti H ⁺ in anione kislina sta ostanka An ^-. Danes pa natančno raziskano kisline in pri brezvodnih razmerah, tako da obstaja veliko različnih teorij glede hidroksidi.

Bruto formula oksidi, baze, kisline, soli dodamo le simbolov elementov in indeksi okvirnih njihovega števila v snovi. Na primer, anorganske kisline s formulo H ⁺ kisline ^N- ostanka ^izražena. Organske snovi imajo drugačno teoretično preslikavo. Poleg empirično, lahko zapišemo, da jim v celoti in kondenzirane strukturno formulo, ki bo odražala ne le na sestavo in količino molekul, vendar vrstni red razporeditve atomov njihovo razmerje med seboj in glavno funkcionalno skupino za karboksilnih kislin -COOH.

V vseh anorganskih so kisline razdelimo v dve skupini:

• anoksični - HBr, HCN, HCl in drugih;
• kisik (okso kisline) - HCIO ₃ in vsi kjer so kisik.

Prav tako anorganske kisline, razvrščene po stabilnosti (stabilne ali stabilno - vse razen karbonske in žveplaste, hlapne ali nestabilne - in žveplaste premog). Z lahko sila močnih kislin so: žveplova, klorovodikova, dušikova, perklorova, in drugi, kot tudi šibko: vodikov sulfid, The hipokloraste in drugi.

To ni tako različne ponudbe organske kemije. Kisline, ki so ekološko v naravi, so karboksilne kisline. Njihova skupna značilnost - prisotnost funkcionalne skupine COOH. Na primer, HCOOH (mravljinčna), _CH3 COOH (ocetna kislina), C ₁₇ H ₃₅ COOH (stearinske kisline) in drugi.

Obstaja več kislin, ki se osredotoča predvsem previdni pri odločanju o tej temi v šoli kemije seveda.

1. Salt.
2. Dušikov.
3. Fosforna.
4. Bromovodikova.
5. Premog.
6. Jodovodikovo.
7. Žveplova.
8. Ocetna kislina ali etan.
9. Butan ali olje.
10. Benzojska.

10 Te kisline so temeljne kemije snovi, ki ustrezajo razredu v šolskem seveda, in na splošno, v industriji in sinteze.

Lastnosti anorganskih kislin

Glavne fizikalne lastnosti, je treba pripisati predvsem drugačen agregatnem stanju. Dejansko obstajajo številne kislin z obliko kristalov ali praška (borova, fosforjeva) pod običajnimi pogoji. Velika večina znanih anorganskimi kislinami je druga tekočina. Kuhanjem in talilnih temperaturah tudi spreminjajo.

Kislina lahko povzroči hude opekline, saj imajo silo uničuje organske tkivo in kožo. Za detekcijo kislin uporabimo kazalnike:

• metil oranžno (v običajnem okolju - oranžne kisline - rdeča)
• Lakmus (v nevtralni - vijoličast v kislih - rdeča) ali drugim.

Najpomembnejši kemijske lastnosti vključujejo sposobnost, da komunicirajo z obema enostavnih in kompleksnih spojin.

Kemične lastnosti anorganskih kislin

Kaj interakcijo	Primer reakcije
1. Z kovin na enostaven snovi. Predpogoj: kovina mora stati EHRNM vodiku, da so kovine, vodik ko stoji, niso sposobni, da se premesti iz kisline. Reakcijsko vedno tvorjena v obliki plina vodika in soli.	HCl + AL = aluminijev klorid + H 2
2. baz. Rezultat reakcije, sol in voda. Takšne reakcije močnih kislin z bazami imenujemo nevtralizacija reakcije.	Vsak kislina (močno) = + topen lokaciji soli in vode
3. amfoternih hidroksidi. Vmesna vsota: sol in voda.	2 + 2HNO berilij hidroksid = Be (NO2) 2 (povprečna sol) + 2H 2 O
4. osnovnih oksidov. Vmesna vsota: voda, sol.	2HCI + FeO = železov klorid (II) + H2O
5. amfoternih oksidi. Skupni učinek: sol in vodo.	2HI + ZnO = zní 2 + H2O
6. soli tvorijo šibkejše kisline. Skupni učinek: sol in šibke kisline.	2HBr + MgCO 3 = magnezijev bromid + H 2 O + CO 2

Pri stiku s kovinami reagirajo podobno niso vsi kislin. Kemija (razred 9) v šoli vključuje zelo plitvo preučevanje takšnih reakcij, vendar pa pri taki stopnji obravnavanim posebne lastnosti koncentrirane dušikove in žveplove kisline, z reakcijo s kovinami.

Hidroksidi: alkalijo, in netopne amfoternih podlage

Oksidi, soli, baze, kisline - vse te razredov snovi imajo skupno kemično naravo kristalna mrežna struktura je razloženo, medsebojni vpliv atomov v molekulah. Vendar, če je bilo mogoče, da smo dobili zelo specifično definicijo za oksida, nato pa kislino in bazo, da naredi težje.

Tako kot kisline, baze o teoriji ED so snovi, ki lahko razgradijo v vodni raztopini s kovinskimi kationi me ^{n +} in anione gidroksogrupp OH ^-.

Deljeno s kategorijo osnovnega, kot sledi:

• Topne ali alkalijske (močna kazalniki bazo spreminjanje barve). Nastala kovina J, skupine II. Primer: KOH, NaOH, LiOH (to se zajamejo samo glavne elemente skupina);
• Slabo topna ali netopna (srednja moč, ne spreminjajo barvo kazalnikov). Primer: magnezijev hidroksid, železov (II), (III), in drugi.
• Molekularna (šibka baza v vodnem mediju reverzibilno disociira v ionov molekulo). Primer: N _{2H 4,} amini, amoniak.
• Amfoternih hidroksidi (dvojna kažejo lastnosti lokaciji-kisline). Primer: aluminijev hidroksid, berilij, cink in tako naprej.

Vsaka skupina predstavljena študiral v šolskem okviru kemije v "Razlogi". Kemija razreda 8-9 vključuje podrobno študijo malo topnih spojin in alkalijami.

Glavne značilne lastnosti razlogov

Vsi alkalijske in topne spojine najdemo v naravi v trdnem kristaliničnem stanju. Temperatura tališča njihovih ponavadi nizko in slabo topnih hidroksidov razgradi pri toploti. Pobarvaj različnih razlogov. Če lahko alkalijskih belih kristalov slabo topne in molekularnih baz biti zelo različnih barv. Topnost večini spojin s tem razredu je razvidno iz tabele, ki predstavlja formulo okside, baze, kisline, soli, prikazana njihova topnost.

Alkalije lahko spremeni barvo indikatorjev, kot sledi: fenolftaleina - vijolične, metiloran - rumena. To je zagotovljeno z gidroksogrupp prisotnosti prost v raztopini. Zato je slabo topen osnova takšne reakcije ne dajejo.

Kemične lastnosti vsake skupine različnih podlag.

kemijske lastnosti
lugi	nekoliko topni podlage	amfoternih hidroksidi
I. reagira s CO (skupno klorovodikove in voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Reagiramo s kislino (sol in voda): konvencionalne nevtralizacijo reakcijo (glej kisline) III. Interakcijo z AO, da se tvori hidrokso soli in vode: 2NaOH + Me + nO = Na 2Me + nO 2 + H 2 O ali Na 2 [Me + n (OH) 4] IV. Interakcijo z amfoternih hidroksidi, da se tvori soli gidroksokompleksnyh: Enako kot pri AD, toda brez vode V. reagiramo z topnih soli in tvori netopljiv hidroksidi in soli: 3CsOH + železov klorid (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI. Interakcijo s cink in aluminij v vodni raztopini, da se tvori soli in vodik: 2RbOH + 2al + voda = kompleks z hidroksidnih ionov 2Rb [Al (OH) 4] + 3H 2	I. Pri segrete razgradljivost: = Netopne hidroksid oksid + voda II. Reakcije kislinske (skupno: sol in voda): Fe (OH) 2 + 2HBr = Febr 2 + voda III. Interakcija z CO: Me + n (OH) n + G = CO + H2O	I. Ti reagirajo s kislinami, tvorijo soli in vode: Hidroksida, bakrovega (II) + 2HBr = CuBr2 + voda II. To reagira z alkalijami: skupno - soli in vode (pogoj: fuzija) Zn (OH) 2 + 2CsOH = G + 2H 2 O III. Reagira z močnimi hidroksidi: Rezultat - sol, če se reakcija v vodni raztopini: Cr (OH) 3 + 3RbOH = Rb 3 [Cr (OH) 6]

To je večina kemijskih lastnosti tega prikaza baze. Kemija baze je preprost in uboga splošne zakone anorganskih spojin.

Razred anorganske soli. Klasifikacija, fizikalne lastnosti

Glede na položaju ED, lahko anorganske soli omeniti spojine v vodni raztopini, da se loči kovinskih kationov Me ^{+ n} anionov in anionov ^N-. Torej si lahko predstavljate, sol. Določitev Chemical zagotavlja ne eno, ampak to je najbolj natančen.

V tem primeru, glede na njihove kemijske narave, so vse soli razdelimo na:

• Kisla (ob katione sestavljata vodik). Primer: NaHSO _4.
  
• Ključ (na voljo kot del gidroksogrupp). PRIMER: MgOHNO _3, FeOHCL _2.
• Povprečje (sestavljen samo iz kovinskega kationa in kislinski ostanek). PRIMER: NaCI, caso _4.
• Dvojni (vključuje dve različni kovinski kation). PRIMER: NaAl _{(SO4) 3.}
• Kompleksni (hidrokso, aqua kompleksi in drugi). Primer: K ₂ [Fe (CN) _4].

Formula soli izražajo svoje kemijske lastnosti, kot tudi govoriti o kvalitativne in kvantitativne sestave molekule.

Oksidi, soli, baze, kisline imajo različno sposobnost topnostjo, ki se lahko gledano v ustreznem tabeli.

Če govorimo o agregatnem stanju soli, je treba upoštevati njihov enoličnost. Obstajajo le v trdnem, obliki kristalov ali praška. Barva območje je precej razlikujejo. Raztopine kompleksnih soli imajo običajno svetle nasičene barve.

Kemična interakcija razred soli srednje

Imajo podobne kemične lastnosti baze, kislinske soli. Oksidi, kot smo že razpravljali, so nekoliko drugačni od njih na ta dejavnik.

Vse je mogoče prepoznati 4 osnovne tipe interakcij za srednje soli.

I. Interakcije s kislinami (samo močna v smislu ED), da dobimo drugo sol in šibke kisline:

KCNS + HCl = KCl + HCNS

II. Reakcije z hidroksidov s pojavom topnih soli in netopnih baz:

CuSO ₄ + 2LiOH = 2LiSO _{topna sol 4} + Cu (OH) _{2 netopen lokaciji}

III. Medsebojno delovanje z drugimi topna sol se tvori netopne in topne soli:

PbCL ₂ + Na _2S = PBS + 2NaCL

IV. Reakcije s kovino, s katerimi se sooča v levem EHRNM, ki tvori sol. V tem primeru se dohodni kovina ne sme reagirati pri običajnih pogojih reakcijo z vodo:

Mg + 2AgCL = _MgCl2 + 2Ag

To so glavne vrste interakcij, ki so značilne za običajne soli. Formula kompleksne soli, osnovna, kisla in dvojno govorijo zase specifičnosti razstavljene kemijskih lastnosti.

Formula oksidi, baze, kisline, soli odražajo kemične narave vsi predstavniki teh skupin anorganskih spojin, in poleg tega dala idejo naslovne snovi in njihovih fizikalnih lastnosti. Zato je treba njihovo pisanje posvetiti posebno pozornost. Veliko različnih spojin nam navadno ponuja neverjetno znanosti - kemije. Oksidi, kisline, soli - je le del ogromne raznolikosti.