Oksidi, soli, baze, kisline. Lastnosti oksidov, baz, kislin, soli

Sodobna kemijska znanost je niz različnih industrij in vsak ima poleg teoretične osnove tudi praktičen praktičen pomen. Karkoli se dotaknete, vse okrog so izdelki kemične proizvodnje. Glavni oddelki so anorganska in organska kemija. Razmislimo, kateri glavni razredi snovi so pripisani anorganskim in kakšne lastnosti imajo.

Glavne kategorije anorganskih spojin

Za tiste, ki so običajno vključujejo naslednje:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Razlogi.
4. Kisline.

Vsako od teh razredov predstavlja veliko različnih spojin anorganske narave in ima vrednost v skoraj vseh strukturah gospodarske in industrijske dejavnosti človeka. Vse glavne lastnosti, značilne za te spojine, ki so v naravi in ​​sprejemu, se v šolskem tečaju kemije, neprekinjeno, ocenjujejo v razredu 8-11.

Obstaja splošna tabela oksidov, soli, baz, kislin, v kateri so predstavljeni primeri vsake snovi in ​​agregatnega stanja, ki so v naravi. Prikazane so tudi interakcije, ki opisujejo kemijske lastnosti. Vseeno pa bomo preučili posamezne razrede posebej in podrobneje.

Skupina spojin - oksidi

Oksidi so razred anorganskih spojin, sestavljen iz dveh elementov (binarnih), od katerih je eden vedno O (kisik) z nizko stopnjo oksidacije -2, ki stoji na drugem mestu v empirični formuli snovi. Primer: N₂O podjetju_5, CaO in tako naprej.

Oksidi so razvrščeni kot sledi.

I. Neobstoj oblike soli.

II. Formiranje soli - lahko tvorijo soli (z bazami, amfoternimi spojinami, med seboj, kislinami).

1. Kislinske kisline - ko pridejo v vodo, tvorijo kisline. Najpogosteje jih tvorijo nekovine ali kovin z visoko CO (stopnja oksidacije).
2. Najpomembnejši - pri vstopu v bazo vode. Nastane s kovinskimi elementi.
3. Amfoterična - kaže kislinsko osnovno dvojno naravo, ki je določena z reakcijskimi pogoji. Nastanejo s prehodnimi kovinami.
4. Mešani - se pogosto nanašajo na soli in tvorijo elementi v več stopnjah oksidacije.

Višji oksid je oksid, v katerem je oblikovalni element v maksimalnem oksidacijskem stanju. Primer: Te⁺⁶_. Pri teluriju je največje oksidacijsko stanje +6, kar pomeni TeO₃ - najvišji oksid za ta element. V periodičnem sistemu je pod vsako skupino elementov podpisana splošna empirična formula, ki odraža najvišji oksid za vse elemente v tej skupini, vendar le glavno podskupino. Na primer, v prvi skupini elementov (alkalnih kovin) obstaja formula formule R₂O, kar pomeni, da bodo vsi elementi glavne podskupine v tej skupini imeli točno to formulo višjega oksida. Primer: Rb₂O, Cs₂O in tako naprej.

Ko višji oksid raztopimo v vodi, dobimo ustrezen hidroksid (alkalij, kisli ali amfoterni hidroksid).

Karakterizacija oksidov

Oksidi lahko v normalnih pogojih obstajajo v vseh agregatnih stanjih. Večina jih je v trdni kristalinični obliki ali prahu (CaO, SiO₂), se pojavijo nekateri KO (kisli oksidi) v obliki tekočin (Mn₂O₇), kot tudi plini (NO, NO₂). To je razloženo s strukturo kristalne rešetke. Zato je razlika v temperaturi vrelišča in taline, ki se med predstavniki razlikujejo od -272⁰C do + 70-80⁰C (včasih višji). Topnost v vodi je drugačna.

1. Topni - osnovni kovinski oksidi, imenovani alkalne, alkalne zemlje in vsi kisli, razen silicijev oksid (IV).
2. Netopni - amfoterni oksidi, vsi ostali osnovni in SiO_2.

Na kaj delujejo oksidi?

Oksidi, soli, baze, kisline kažejo podobne lastnosti. Splošne lastnosti skoraj vseh oksidov (razen tiste, ki ne tvorijo soli) je zmožnost tvorjenja različnih soli zaradi določenih interakcij. Vendar pa so za vsako skupino oksidov značilne njihove specifične kemijske lastnosti, ki odražajo lastnosti.

Vsak višji oksid, ki ga tvorijo kovinski in nekovinski, se raztopi v vodi, daje močno kislino ali alkalijo.

Organske in anorganske kisline

Pri klasičnem zvoku (na podlagi položajev ED - elektrolitske disociacije - Svante Arrhenius) so kisline spojine, ki se disociirajo v katione H⁺ in anioni kislih ostankov^-. Kljub temu pa so danes kisline temeljito preučevali v brezvodnih pogojih, zato obstaja veliko različnih teorij za hidrokside.

Empirične formule oksidov, baz, kislin, soli so sestavljene samo iz simbolov, elementov in indeksov, ki označujejo njihovo količino v snovi. Na primer, anorganske kisline so izražene s formulo H⁺ kisli ostanek ^n-. Organska snov ima še eno teoretično predstavitev. Poleg empirične lahko napišeta popolno in skrajšano strukturno formulo, ki bo odražala ne le sestavo in količino molekule, temveč tudi vrstni red atomov, njihovo medsebojno razmerje in glavno funkcionalno skupino karboksilnih kislin -COOH.

Anorganske vse kisline so razdeljene v dve skupini:

• anoksik - HBr, HCN, HCL in drugi;
• Kisikove kisline (okso kisline) - HClO₃ in vse, kjer je kisik.

Poleg tega so anorganske kisline razvrščene po stabilnosti (stabilne ali stabilne - vse, razen premoga in sulfida, nestabilno ali nestabilno - premog in žveplo). Moč kisline je lahko močna: žveplova, klorovodikova, dušikova, klorova in drugih, pa tudi šibka: vodikov sulfid, hipoklorat in drugi.

Organska kemija ni taka sorta. Kisline, ki so organske narave, se nanašajo na karboksilne kisline. Njihova skupna značilnost je prisotnost funkcionalne skupine -COOH. Na primer, HNSO (ant), CH₃COOH (ocetni), C₁₇H₃₅COOH (stearic) in drugi.

Obstajajo številne kisline, ki jih pri obravnavi te teme v šolskem tečaju kemije posebej poudarjamo.

1. Sol.
2. Dušik.
3. Orthophosphoric.
4. Hidrobromična kislina.
5. Premog.
6. Vodikov jodid.
7. Žveplo.
8. Ocetne ali etane.
9. Butan ali olje.
10. Benzoik.

Te 10 kislin v kemiji so osnovne snovi ustreznega razreda tako v šolskem tečaju kot v industriji in sintezi na splošno.

Lastnosti anorganskih kislin

Glavne fizikalne lastnosti je treba pripisati predvsem drugačnemu agregatnemu stanju. Navsezadnje obstajajo številne kisline, ki v običajnih pogojih izgledajo kot kristali ali praški (borik, ortofosfor). Velika večina znanih anorganskih kislin so različne tekočine. Točke vrenja in tališča se razlikujejo.

Kisline lahko povzročijo hude opekline, saj imajo silo, ki uničuje organska tkiva in kožo. Za odkrivanje indikatorjev uporabe kisline:

• metilorange (običajno srednje - oranžna, v kislinah - rdeča),
• litmus (v nevtralni - vijolični, v kislinah - rdeči) ali nekateri drugi.

Najpomembnejše kemijske lastnosti vključujejo sposobnost interakcije z enostavnimi in kompleksnimi snovmi.

Vse kisline se ne odzivajo enako na kovine. Kemija (razred 9) v šoli predpostavlja zelo plitvo proučevanje takšnih reakcij, vendar se na tej stopnji pri interakciji s kovinami upoštevajo tudi specifične lastnosti koncentrirane dušikove in žveplove kisline.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne in netopne baze

Oksidi, soli, baze, kisline - vse te razredov snovi imajo skupno kemično naravo kristalna mrežna struktura je razloženo, medsebojni vpliv atomov v molekulah. Če pa bi bilo mogoče dati zelo natančno opredelitev oksidov, je težje narediti kisline in baze.

Kot tudi kisline so osnove teorije ED snovi, ki se lahko razgradijo v kovinske katione v vodni raztopini^{n +} in anionov hidroksilne skupine OH^-.

Kategorije podlage razdelite na naslednji način:

• Topen ali alkalen (močna osnova, ki spreminja barvo indikatorjev). Nastanejo s kovinami skupin I, II. Primer: KOH, NaOH, LiOH (to pomeni samo glavne podskupine);
• Nizko topno ali netopljivo (srednje trdnost, brez spreminjanja barve kazalcev). Primer: magnezijev hidroksid, železo (II), (III) in drugi.
• Molekularno (šibke baze, v vodnem mediju, reverzibilno disociira v ionske molekule). Primer: N₂H_4, amini, amoniak.
• Amfoterni hidroksidi (kažejo lastnosti dveh bazičnih kislin). Primer: aluminijev hidroksid, berilij, cink in tako naprej.

Vsaka zastopana skupina se preučuje v šoli za kemijo v poglavju "Temelji". Kemija 8-9 razred pomeni podrobno študijo alkalij in slabo topnih spojin.

Glavne karakteristične lastnosti baz

Vse alkalije in slabo topne spojine so v naravi v trdnem kristalnem stanju. Istočasno so njihove talilne točke na splošno nizke in se pri segrevanju razpadajo slabo topni hidroksidi. Barva baz je drugačna. Če so alkali bele, potem so kristali zmerno topnih in molekulskih baz lahko zelo drugačni. Topnost večine spojin tega razreda je v tabeli, v kateri so prikazani oksidi, baze, kisline, soli, njihova topnost.

Alkaliji lahko spremenijo barvo kazalnikov na naslednji način: fenolftalein - crimson, metilorange - rumeno. To je zagotovljeno z brezplačno prisotnostjo hidrokso skupin v raztopini. Zato slabe topne podlage takšne reakcije ne dajejo.

Kemijske lastnosti vsake skupine baz so drugačne.

To je večina kemičnih lastnosti, ki prikazujejo osnovo. Kemija baz je dovolj preprosta in ustreza splošnim zakonom vseh anorganskih spojin.

Razred anorganskih soli. Razvrščanje, fizikalne lastnosti

Na podlagi določil ED so soli lahko imenovane anorganske spojine v vodni raztopini, ki se disociira v kovinske katione, Me⁺ⁿ in anioni kislih ostankov^n-. Tako si lahko predstavljate sol. Definicija kemije ne daje enega, vendar je to najbolj natančno.

Hkrati pa je v svoji kemični naravi vse soli razdeljene na:

• Kisline (z vodikovim kationom v sestavi). Primer: NaHSO_4.
  
• Osnovno (ki ima v sestavi hidroksi skupine). Primer: MgOHNO₃, FeOHCL_2.
• Srednje (sestoji samo iz kovine in kislih ostankov). Primer: NaCL, CaSO_4.
• Dvojni (vključujejo dva različna kovinska kationa). Primer: NaAl (SO₄)_3.
• Kompleks (hidrokompleksi, aquacompleksi in drugi). Primer:₂[Fe (CN)₄].

Formule soli odražajo njihovo kemijsko naravo in govorijo tudi o kvalitativni in količinski sestavi molekule.

Oksidi, soli, baze, kisline imajo različne lastnosti topnosti, kar lahko vidimo v ustrezni tabeli.

Če govorite o agregatnem stanju soli, morate opaziti njihovo monotonijo. Obstajajo le v trdnem, kristalnem ali prašnem stanju. Barvna shema je zelo raznolika. Rešitve kompleksnih soli imajo praviloma svetle nasičene barve.

Kemijske interakcije za razred srednje soli

Imajo podobne kemijske lastnosti baze, kisline, soli. Oksidi, kot smo že videli, se v tem faktorju nekoliko razlikujejo od njih.

Skupaj je 4 glavne vrste interakcij za srednje soli.

I. Interakcija s kislinami (edini z vidika ED) z nastajanjem druge soli in šibke kisline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topnimi hidroksidi s pojavom soli in netopnih osnov:

CuSO₄ + 2LiOH = 2LiSO_{4 topna sol} + Cu (OH)_{2 netopna baza}

III. Medsebojno delovanje z drugo topno soljo, da se tvori netopna sol in topna:

PbCL₂ + Na₂S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s kislinami v ECHRN levo od tega, kar tvori sol. V tem primeru kovinski reakciji v normalnih pogojih ne smejo delovati z vodo:

Mg + 2AgCL = MgCL₂ + 2Ag

To so glavne vrste interakcij, ki so značilne za srednje soli. Formule soli kompleksnih, osnovnih, dvojnih in kislih govorijo sami o specifičnosti prikazanih kemijskih lastnosti.

Formule oksidov, baz, kislin, soli odražajo kemijsko bistvo vseh predstavnikov teh razredov anorganskih spojin ter predstavijo tudi ime snovi in ​​njegove fizikalne lastnosti. Zato jim je treba posvetiti posebno pozornost. Veliko različnih spojin nam na splošno ponuja neverjetno znanost - kemijo. Oksidi, baze, kisline, soli - to je le del ogromne sorte.