Oksidi, soli, baze, kiseline. Svojstva oksida, baza, kiselina, soli

Moderna kemijska znanost je širok izbor polja, a svaki od njih, osim teorijskog okvira, od velike praktične važnosti, praktičan. Što god dotakne, sve okolo - proizvodi kemijske proizvodnje. Glavni sekcije - anorganska i organska kemija. Razmislite o tome što su glavne klase spojeva naziva anorganski, i koja svojstva ima.

Glavne kategorije anorganski spojevi

Za one prihvaćene na sljedeće:

1. Oksidi.
2. Soli.
3. Baza.
4. Kiselina.

Svaki od klase predstavljen je velik broj različitih anorganskih spojeva i ima vrijednost gotovo u bilo koje strukture gospodarskih i industrijskih aktivnosti čovjeka. Sve glavne osobine karakteristične tih spojeva, kao u prirodi i uzimajući studirao u toku školske kemije je obvezno u razredima 8-11.

Postoji opći tablica oksida, soli, baze, kiseline, koji su primjeri svake od tvari i njihova stanja agregacije, se u prirodi. A također pokazuje interakciju opisuje kemijska svojstva. Međutim, mi ćemo razmotriti svaku od klasa odvojeno i detaljnije.

Skupina spojeva - oksidi

Oksidi - A klasa anorganskih spojeva koji se sastoji od dva elementa (binarni), od kojih je jedan uvijek O (kisik) s nižem oksidacijskom stanju -2 stoji na drugom mjestu u empirijsku formulu spoja. Primjer: _N-2 O _5, CaO i tako dalje.

U oksidi se klasificiraju kako slijedi.

I. Nesoleobrazuyuschie - nije sposobna za formiranje soli.

II. Tvori sol - mogu tvoriti soli (s bazama, amfoterni spojevi jedni drugih kiselina).

1. Kiselina - kada se stavi u vodu u obliku kiseline. Nemetala često formira ili metali s visokim oksidacijskim CO ().
2. Ključ - oblik baze u vodu ulazi. Formirana metalni element.
3. Amfoterni - prikazuje kiselina-baza dvostruku prirodu, koja se određuje pod uvjetima reakcije. Formirana prijelaznih metala.
4. Mješoviti - često se odnosi na soli i formiranih elemenata u nekoliko oksidacijskih stupnjeva.

Veći oksid - je oksid, naznačen time, da element koji stvara maksimalnu oksidacijskom stanju. Primjer: Te ^_6. Za telurij maksimalna oksidacijskom stanju +6, to znači Tea ₃ - veći oksid za tog elementa. Periodičkog sistema elemenata za svaku grupu opće la empirijsku formulu prikazuje gornju oksida svih elemenata u grupi, ali samo glavne podskupine. Na primjer, prva grupa elemenata (alkalijski metali) je formula obrasca R ₂ O, što pokazuje da su svi elementi glavnog podskupini ove skupine bi kao formula veći oksid. Primjer: Rb ₂ O, Cs ₂ O i tako dalje.

da bi se dobio odgovarajući hidroksida na višoj oksid otopljen u vodi (lužina, kiselina ili amfoternih hidroksid).

karakteristike oksidi

Oksida može postojati u bilo kojem stanju nakupine na redovnim uvjetima. Većina njih je u krutom kristalnom ili u obliku praška (CaO, _SiO2) neke CO (oksidi kiselina) nalazi u obliku tekućine (Mn ₂ O ₇₎ i plina (NO, _NO2). To je zbog strukture u kristalnoj rešetci. Dakle, razlika u vrelišta i tališta koji se razlikuju među različitim predstavnicima -272 ⁰ ° C do 70-80 ⁰ C (ponekad i više). Je topljivost u vodi varira.

1. Topljivi - osnovna metalni oksidi, poznat kao alkalne, zemno i sva kiselina osim silicijevog oksida (IV).
2. Netopljive okside, - amfoterni sve druge osnovne i _SiO2.

Što oksidi reagiraju?

Okside, soli, baze, kiseline pokazuju slična svojstva. Opća svojstva gotovo svim oksida (osim nesoleobrazuyuschih) - ove sposobnosti kao rezultat specifične interakcije da se dobije različite soli. Međutim, za svaku grupu oksida tipičnih njihove specifične kemijske karakteristike koje odražavaju svojstva.

Svojstva različitih skupina oksidi

Osnovni oksidi - TOE	Kiseli oksidi - CO	Dvojni (amfoterni) oksid - AO	Oksidi ne tvore soli
1. Reakcije s vodom: Formiranje lužina (oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala) Fr 2 O + voda = 2FrOH 2. Reakcija s kiselinom: formiranje soli i vode kiselina + + N Me O = H2O + sol 3. Reakcija sa CO, formiranje soli i vode litij oksida + dušičnog oksida (V) = 3 2LiNO 4. reakcije rezultirajući u elementima promijeniti CO Me + n + O C = Me + CO 0	1. reagent voda: Formiranje kiselina (SiO2 izuzetak) CO + voda = kiselina 2. Reakcija s bazama: CO2 + 2CsOH-Cs 2 CO 3 + H2O 3. Reakcije s bazičnim oksidima: formiranje soli P2 O 5 + = 3MnO Mn 3 (PO 3) 2 4. Reakcije OVR: CO2 + 2Ca = C + 2CaO,	Dvojni pokazuju svojstva interakciju na temelju kiselina-baza postupkom (s kiseline, lužine, kiseline i bazični oksidi oksida). Budući da voda ne dođe u kontakt. 1. S kiselinom: formiranje soli i vode AO + = kiselina sol + H2O 2. baze (alkalnih): formiranje hydroxo Al 2 O 3 + + LiOH voda = Li [suradnici (OH) 4] 3. Reakcija sa kiselim oksida: Dobivanje soli FeO + SO2-3 FeSO 4. Reakcija s GA: formiranje soli fuzije MnO + Rb 2 O = Rb 2 dvostruke soli MnO2 5. Reakcije fuziju s lužinama i karbonata alkalijskih metala, kao što su stvaranje soli Al 2 O 3 + = 2LiOH 2LiAlO 2 + H2O	Obrazac ni kiseline ni lužine. Pokazuju specifična svojstva usko.

Svaki gornji oksid nastaje kao metal i nemetal, otopljen u vodi, daje jake kiseline ili lužine.

Organske kiseline i anorganskog

U klasičnom (ovisno o položaju ED - elektrolitske disocijacije - Svante Arrhenius kiselina) - ovog spoja u vodenom mediju tako da odvaja H ⁺ kationa i aniona kiselinski ostaci An ^-. Danas, međutim, pažljivo proučio kiseline i bezvodnim uvjetima, tako da postoji mnogo različitih teorija o hidroksida.

Zbirna formula oksida, baze, kiseline, soli doda se samo od simbola elemenata i indeksa koji ukazuju na broj u tvari. Na primjer, anorganske kiseline izražava formulom H ⁺ kiseline ostatak ^N-. Organske tvari imaju različite teorijsko mapiranje. Osim empirijski, može se zapisati na njima pune i kondenzira strukturnu formulu koja se pokazuje ne samo sastav i količinu molekula, nego i redoslijed rasporeda atoma, njihove međusobne odnose i glavni funkcionalnu skupinu za karboksilnu kiselinu -COOH.

U svim Inorganics kiseline su podijeljene u dvije skupine:

• anoksično - HBr, HCN, HCl i drugi;
• kisik (okso kiseline) - HCIO ₃ i sve gdje su kisik.

Također anorganske kiseline klasificirane po stabilnosti (stabilnog ili stabilnom - sve osim ugljične i sumporne, hlapljive ili nestabilne - i sumporne ugljena). Od sila jake kiseline mogu biti: sumporna, klorovodična, dušična, perklorne, i drugi, kao i slab: sumporovodik je hipokloritne i drugi.

To nije kao niz nudi organsku kemiju. Kiseline koje se organski u prirodi, su karboksilne kiseline. Njihova zajednička osobina - prisutnost funkcionalne grupe COOH. Primjerice HCOOH (mravlja), _CH3COOH (octena kiselina), C ₁₇ H ₃₅ COOH (stearinska kiselina) i drugi.

Postoji nekoliko kiselina, koja se usredotočuje posebno oprezni kada je u pitanju ovaj predmet u toku školske kemije.

1. Soli.
2. Nitratna.
3. Fosforna.
4. Bromovodičnu.
5. Ugljen.
6. Jodovodična.
7. Sumporna.
8. Octena kiselina ili etan.
9. Butan ili ulje.
10. Benzojeva.

10 Te kiseline su temeljne kemija tvari koje odgovaraju razred u školskoj naravno, i općenito, u industriji i sinteza.

Svojstva anorganskih kiselina

Glavni fizikalna svojstva moraju se pripisati prije svega drugačiji stanje agregacije. Doista, postoje brojni kiselina koji imaju oblik kristala ili praha (borna, fosforna) pod uobičajenim uvjetima. Većina poznatih anorganskih kiselina je različit tekućina. Kotlovi za topljenje i temperature također se razlikuju.

Kiselina može izazvati ozbiljne opekotine, jer imaju snagu uništavanja organskih tkiva i kože. Za detekciju koristi kiselina pokazatelji:

• metil narančasta (u uobičajenom okolišu - narančasta kiseline - crveno)
• Lakmus (u neutralnom - ljubičaste u kiselini - crvena) ili drugi.

Najvažniji kemijska svojstva uključuju mogućnost za interakciju s jednostavnih i složenih spojeva.

Kemijska svojstva anorganskih kiselina

Što interakciju	Primjer reakcije
1. S metala jednostavan tvari. Pretpostavka: metal stati EHRNM za vodik, kako metala, nakon stajanja vodik, nisu u stanju da se istisne iz kiseline. Reakcijska uvijek oblikovan u obliku plinovitog vodika i soli.	HCl + AL = aluminij-klorid + H 2
2. baze. Rezultat reakcije su soli i vode. Takve reakcije jakih kiselina sa lužinama nazivaju neutralizacije reakcije.	Svaki kiseline (strong) + = topljiva bazična sol i vode
3. amfoterni hidroksidi. Subtotalna: soli i vode.	2 + 2HNO berilij hidroksid Be (NO2) 2 (prosječna sol) + 2H 2 O
4. s bazičnim oksidima. Subtotalna: voda, sol.	2HCl + FeO = željezni klorid (II) + H2O
5. amfoterna oksidi. Ukupni učinak: sol i voda.	2HI + ZnO = Znl2 + H2O
6. soli nastale slabije kiseline. Ukupni učinak: sol i slabe kiseline.	2HBr + MgCO 3-magnezijev bromid + H2O + CO2

U interakciji s metalima reagiraju na sličan način nije sve kiseline. Kemikalije (razred 9) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje takvih reakcija, međutim, i na takav se smatra razina specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline, reakcijom sa metalima.

Hidroksidi alkalijskih:, a netopive amfoterne baze

Okside, soli, kiseline, baze, - sve ove skupine spojeva imaju zajedničko kemijsku prirodu struktura u kristalnoj rešetci je objašnjeno, i međusobni utjecaj atoma u molekuli. Međutim, ako je moguće dati vrlo specifične definicije za oksida, zatim kiseline i baze za to teže.

Kao i kiseline, baze na teoriji ED su tvari koje su sposobne za razgradnju u vodenoj otopini s metalnim kationima Me ^{n +} i anioni gidroksogrupp OH ^-.

Podijeljen na baznu kategorije kako slijedi:

• Topljivi ili alkalijski (jaka baza indikatori mijenjaju boju). Formirana metal I, II grupe. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (tj bilježe se samo glavne elemente grupa);
• Slabo topljive ili netopljive (srednje čvrstoće, ne mijenjaju boju indikatora). Primjer: magnezijev hidroksid, željezni (II), (III), i drugi.
• Molekulska (slaba lužina u vodenom mediju reverzibilno disociraju na ione molekulu). Primjer: _{N-2H 4,} amini, amonijak.
• Amfoterna hidroksida (dual pokazuju svojstva baze kiselina). Primjer: aluminij hidroksid, berilij, cink i slično.

Svaka skupina predstavila je studirao u školi tijekom kemije u „osnovi”. Kemija Klasa 8-9 uključuje detaljnu studiju slabo topljivih spojeva i lužine.

Glavne Karakteristike razloga

Sve alkalijskih i topljivi spojevi se nalaze u prirodi u krutom kristalnom stanju. Temperatura taljenja njihovih obično niske, a slabo topljivih hidroksida razgrađuju kada se zagrije. Boja različite razloge. Ako alkalni bijeli kristali slabo topljive i molekularnih osnova može biti vrlo različitih boja. Topljivost većine spojeva ove klase može se vidjeti u tablici koja prikazuje oksidi, baze, kiseline, soli formulaciji, njihova topljivost prikazan.

Lužine može promijeniti boju indikatora kako slijedi: fenolftalein - grimizno, metiloranža - žuta. To je osigurano na prisutnost gidroksogrupp slobodan u otopini. Stoga je slabo topljiv baza takve reakcije ne daju.

Kemijska svojstva svake skupine različitih baza.

kemijska svojstva
lužine	lagano topljivi baze	amfoterni hidroksidi
I. reagira s CO (ukupno -hydrochloric i voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2SO 4 + voda II. Reagira s kiselinom (soli i vode): uobičajena reakcija neutralizacije (vidi kiselina) III. Interakciju s AO da nastane hydroxo soli i vode: 2 NaOH + + n Me O-Na + 2 Me n O2 + H2O ili Na2 [Me + n (OH) 4] IV. Interakciju sa amfoternih hidroksid kako bi se dobilo soli gidroksokompleksnyh: Isto kao s AD, ali bez vode V. reagira s topljive soli da stvaraju netopljive hidrokside i soli: 3CsOH + željezo-klorid (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI. Interakciju sa cink i aluminij u vodenoj otopini kako bi se dobilo soli i vodik; 2RbOH + 2Al + voda = kompleksu s hidroksid iona 2R '' [Al (OH) 4] + 3H 2	I. Kada grijane razgradivost: = Netopljivi oksid hidroksida + voda II. Reakcije s kiselinom (ukupno: soli i vode): Fe (OH) 2 + = 2HBr FeBr 2 + voda III. Interakciju sa CO: Me + n (OH) n + G = CO + H2O	I. Oni reagiraju s kiselinama tvore soli i vode: Hidroksid, bakar (II) + = 2HBr CuBr2 + voda II. Reagira s alkalijama: ukupno - soli i vodom (stanje: fuzijski) Zn (OH) 2 + = 2CsOH G + 2H 2 O III. Reagira sa jakim hidroksida: rezultat - soli, ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr (OH) 3 + 3RbOH = Rb 3 [CR (OH) 6]

To je većina kemijskih svojstava te baze zaslona. Kemije baze je jednostavna i poštuje opće zakone anorganskih spojeva.

Klase anorganske soli. Klasifikacija, fizikalna svojstva

Temelji na položaju ED, anorganske soli mogu se spomenuti spojevi u vodenoj otopini za disocijaciju metalnih kationa Me ^{+ n} aniona i aniona ^N-. Na taj način možete zamisliti sol. Određivanje kemijskog pruža ne jedan, ali to je najprecizniji.

U tom slučaju, prema njihovoj kemijskoj prirodi, sve njihove soli dijele se na:

• Kiseli (koja se sastoji od vodika i katione). Primjer: NaHSOi _4.
  
• Ključ (dostupan kao dio gidroksogrupp). Primjer: MgOHNO ₃ FeOHCL _2.
• Prosječna (sastoji se samo od metalnog kationa i kiselinski ostatak). PRIMJER: NaCl, Caso _4.
• Dvojni (uključuje dva različita kation). Primjer: NaAl (SO _{4) 3.}
• Složene (hydroxo, aqua kompleksa i drugi). Primjer K ₂ [Fe (CN) _4].

Formula soli odražavaju svojoj kemijskoj prirodi, kao i govoriti o kvalitativno i kvantitativno molekule.

Okside, soli, baze, kiseline imaju različite sposobnosti da topivost, koji se može vidjeti u odgovarajuće tablice.

Ako govorimo o stanju nakupine soli, potrebno je promatrati njihovo monotoniju. Postoje samo u čvrstom, kristalni ili praškastom obliku. Raspon boja je vrlo raznolik. Rješenja složenih soli obično svijetle zasićene boje.

Kemijska interakcija srednje klase soli

Imaju slična kemijska svojstva baze, soli kiselina. Oksidi, kao što smo već rekli, su nešto drugačiji od njih na tom faktoru.

Sve se može identificirati 4 osnovne vrste interakcija za srednje soli.

I. Interakcija s kiselinama (samo jaka u smislu ED) kako bi se oblikovala sol i još slabu kiselinu:

KCNS + HCl + = KCl HCNS

II. Reakcije s hidroksida s pojavom topljive soli i netopljivih bazama:

CuSO ₄ + = 2LiOH 2LiSO _{topljiva sol 4} + Cu (OH) _{2 netopivi jedno}

III. Interakcija s drugim topljive soli da nastane netopivi i topive soli:

PbCL ₂ + Na _2S-PBS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalnim, okrenuti u lijevom EHRNM koja tvori sol. U tom slučaju dolaznog metala ne smiju reagirati na redovnim uvjetima reagira s vodom:

Mg + = 2AgCL _MgCl2 + 2Ag

To su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za normalne soli. Formula složene soli, bazičnih, kiselih i dvaput dovoljno govori o specifičnom izložena kemijskim svojstvima.

Formula oksida, baze, kiseline, soli odražavaju kemijsku prirodu svi predstavnici ovih klasa anorganskih spojeva, i osim toga, dobije ideju naslovnog materijala i na fizička svojstva. Dakle, njihova pisanja treba obratiti posebnu pozornost. Veliki izbor spojeva nam uglavnom nudi iznenađujuće znanosti - kemiju. Oksidi, kiseline, soli - samo je dio od velike raznolikosti.