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

Moderni kemijskih nauka je širok spektar polja, a svaki od njih, pored teorijskog okvira, je od velikog praktičnog značaja, praktičan. Šta god da dirati, sve oko - proizvodi hemijske proizvodnje. Glavne sekcije - je neorganskih i organskih hemije. Uzmite u obzir ono što je glavni klase spojeva naziva neorganske, a ono svojstva imaju.

Glavne kategorije neorganskih jedinjenja

Za one prihvatio na sljedeće:

1. Okside.
2. Soli.
3. Baze.
4. Kiselina.

Svaka od klase predstavlja veliki izbor neorganskih jedinjenja i ima vrijednost gotovo u svakoj strukturi ekonomske i industrijske aktivnosti čovjeka. Sve glavne osobine karakteristika ovih spojeva, što u prirodi i uzimajući studirao u naravno školi kemije je obavezno u razredima 8-11.

Postoji opšte sto oksida, soli, baze, kiseline, koji su primjeri svake od tvari i njihove agregatno stanje, što je u prirodi. A također pokazuje interakciju opisuje kemijska svojstva. Međutim, mi ćemo razmotriti svaku od klasa odvojeno i više detalja.

Grupa jedinjenja - oksida

Oksidi - a klase neorganskih jedinjenja koja se sastoji od dva elementa (binarni), od kojih je jedna uvijek O (kisik) iz donjeg oksidacije države -2, stoji na drugom mjestu u empirijskom formulom spoj. Primjer: N ₂ O _5, CaO i tako dalje.

Oksidi se klasificirati kako slijedi.

I. Nesoleobrazuyuschie - nije sposobno da formira soli.

II. So-oblikovanje - su sposobni za formiranje soli (sa baze, amfoterni spojevi međusobno kiselinama).

1. Kiselina - kada se stavi u vodu da se formira kiselina. Nemetala često formirana ili metala s visokim CO (oksidacija).
2. Key - oblik baze u vodu ulazi. Formirana metalni element.
3. Amfoterni - pokazuje kiselo-bazne dvostruko prirode, koji određuje uvjete reakcije. Formirana prelaznih metala.
4. Miješano - često se odnose na soli i formirana elemenata u nekoliko oksidacije država.

Viši oksid - je oksid, pri čemu je formiranje član u maksimalnom oksidacije države. PRIMJER: Te ^_+6. Za telurijum maksimalno oksidacijskog stanja +6, to znači Teo ₃ - veći oksid za taj element. Periodnog sistema elemenata za svaku grupu potpisali generalni empirijska formula pokazuje gornji oksida za sve elemente u grupi, ali samo glavne podgrupe. Na primjer, prva grupa elemenata (alkalnih metala) je formula obrasca R ₂ O, što ukazuje da su svi elementi glavne podgrupe ove grupe bi imala takvih formula je veća oksida. PRIMJER: Rb ₂ O, Cs ₂ O i tako dalje.

dobijamo odgovarajući hidroksid Na višim oksid otopljen u vodi (lužina, kiselina ili amfoterni hidroksid).

karakteristike oksidi

Oksida može postojati u bilo agregatno stanje u običnim uvjetima. Većina njih je u čvrstom kristalni ili prahu (CaO, SiO ₂₎ neke CO (kiselina oksidi) naći u obliku tečnosti (Mn ₂ O ₇₎ i plina (NO, NO _2). To je zbog kristalne rešetke strukture. Dakle, razlika u ključalu poena i topljenja bodova koji variraju između različitih predstavnika -272 ⁰ C do 70-80 ⁰ C (ponekad i više). Topljivost u vodi varira.

1. Rastvorljivi - osnovni metalni oksidi, poznat kao alkalne, alkalna zemlja, i sve kiseline osim silicij oksida (IV).
2. Nerastvorljivo - amfoterni oksidi, sve ostale osnovne i SiO _2.

Šta oksidi reagiraju?

Oksidi, soli, baze, kiseline pokazuju slične osobine. Osnovna svojstva gotovo svih oksida (osim nesoleobrazuyuschih) - ovo sposobnost kao rezultat specifičnih interakcija za formiranje različitih soli. Međutim, za svaku grupu oksida tipičan njihove specifične hemijske karakteristike odražavaju svojstva.

Svojstva različitih grupa oksidi

Osnovni oksidi - TOE	Kiseli oksidi - CO	Dual (amfoterni) oksid - AO	Oksidi ne formiraju soli
1. Reakcije s vodom: formiranje baze (oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala) Fr 2 O + voda = 2FrOH 2. Reakcije s kiselinom: formiranje soli i vode kiselina + Meni + N O = H 2 O + soli 3. Reakcija sa CO, formiranje soli i vode litijum-oksid + azotnih oksida (V) = 2LiNO 3 4. reakcije rezultira elemenata promijeniti CO Me + n O + C = mene + CO 0	1. Reagens voda: formiranje kiselina (SiO 2 izuzetak) CO + voda = kiselina 2. Reakcije s bazama: CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O 3. Reakcije sa osnovnim oksidi: formiranje soli P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2 4. Reakcije OVR: CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,	Izlažu dual svojstva interakciju na temelju metode acidobazne (sa kiseline, lužine, osnovni oksida i kiseline oksida). Pošto voda ne dođe u kontakt. 1. Sa kiselina: formiranje soli i vode AO + kiselina = so + H 2 O 2. baze (lužine): formiranje hydroxo Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li [Al (OH) 4] 3. Reakcija sa kiselim oksidi: Priprema soli FeO + SO 2 = FeSO 3 4. Reakcija sa GA: formiranje soli fuzije MnO + Rb 2 O = Rb 2 dvokrevetne so MnO 2 5. Reakcije fuzije s bazama i alkalnih metala karbonata kao soli formiranje Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O	Oblik ni kiseline ni baze. Izlažu specifična svojstva usko.

Svaki gornji oksid formirana kao metala i nemetala, otopljen u vodi, daje snažan kiseline ili lužine.

Organske kiseline i neorganske

U klasičnoj (zavisno ED pozicije - elektrolitske disocijacije - Svante Arrhenius kiselina) - ovaj spoj u vodenom mediju odvajanje H ⁺ kationa i aniona kiseline ostataka An ^-. Danas, međutim, pažljivo studirao kiseline i pod bezvodna uvjetima, tako da postoji mnogo različitih teorija o tome da hidroksida.

Empirijska formula oksida, baze, kiseline, soli dodati samo od simbola elemenata i indeksa ukazuje na njihov broj u tvari. Na primjer, anorganske kiseline izražava formulom H ⁺ kiselina ostataka ^n. Organske tvari imaju različita teorijska mapiranje. Osim toga empirijski, može pisati da ih puno i kondenzirane strukturne formule, što će se odraziti ne samo sastav i količina molekula, ali redoslijed rasporeda atoma, njihov međusobni odnos i glavni funkcionalne grupe za karboksilne kiseline -COOH.

U svim neorganski kiseline su podijeljeni u dvije grupe:

• anoksičnoj - HBr, HCN, HCL i drugi;
• kisika (okso kiselina) - HClO ₃ i sve kojima postoje kisika.

Također neorganske kiseline svrstani prema stabilnosti (stabilan ili stabilna - sve osim ugljenu i sumporna, nestabilna ili nestabilne - i sumporne ugalj). Silom jake kiseline mogu biti: sumporna, klorovodične, dušične, perhlorna, i drugi, kao i slab: hidrogen sulfid, u hipohlornom i drugi.

To nije tako različite nudi organske kemije. Kiseline koje su organske prirode, su karboksilne kiseline. Njihova zajednička karakteristika - prisustva funkcionalne grupe COOH. Na primjer, HCOOH (mravlje), _CH3 COOH (octena kiselina), C ₁₇ H ₃₅ COOH (stearinska kiselina) i drugi.

Postoji veliki broj kiselina, koja se bavi posebno oprezni kada se razmatra ovu temu na kurs škole hemije.

1. Soli.
2. Azotne.
3. Fosforna.
4. Bromovodonične.
5. Uglja.
6. Jodovodoničnom.
7. Sumporna.
8. Octene kiseline ili etana.
9. Butan ili ulja.
10. Benzojeva.

10 Ove kiseline su osnovni hemije supstance odgovarajući razred u školi, naravno, i općenito, u industriji i sinteza.

Osobine neorganske kiseline

Glavna fizikalna svojstva moraju se pripisati prije svega drugačiji agregatno stanje. Zaista, postoji niz kiselina koje imaju oblik kristala ili praha (borna, fosforna) pod konvencionalnim uvjetima. Ogromna većina poznatih neorganske kiseline je druga tečnost. Kipuće i topljenje temperature također varira.

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

• metil naranče (u uobičajenom okruženju - narančaste kiselina - crveno)
• Lakmus (u neutralnom - ljubičasta u kiselina - crveno) ili druge.

Najvažniji kemijska svojstva uključuju mogućnost interakcije sa oba prosta i složena jedinjenja.

Na kemijska svojstva neorganske kiseline

ono što u interakciji	Primjer reakcije
1. Sa metala jednostavan supstanca. Preduvjet: metal mora stajati EHRNM na vodik, tako što su metali, hidrogen nakon stoje, nisu u stanju da ga istisnu iz kiseline. Reakcija je uvijek formira u obliku gasa vodonika i soli.	HCL + AL = aluminijum hlorid + H 2
2. baze. Rezultat reakcije su soli i vode. Takve reakcije jakih kiselina sa bazama nazivaju neutralizacije reakcije.	Bilo koja kiselina (jaka) = + topljiv bazi soli i vode
3. amfoterni hidroksidi. UKUPNO: soli i vode.	2 + 2HNO berilija hidroksid = Be (NO 2) 2 (prosjek soli) + 2H 2 O
4. sa osnovnim oksida. UKUPNO: voda, sol.	2HCL + FeO = željezo klorida (II) + H 2 O
5. amfoterni oksidi. Ukupno efekt: soli i vode.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. soli formirana slabiji kiseline. Ukupno efekt: soli i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezij bromid + H 2 O + CO 2

Kada interakciji sa metala reagiraju na sličan način nije sve kiseline. Chemicals (9 razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje takvih reakcija, međutim, i na takvom nivou smatra specifična svojstva koncentriran dušične i sumporne kiseline, u reakciji sa metalima.

Hidroksidi: alkalni, a netopive amfoterni baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase tvari imaju zajedničku kemijske prirode kristalne rešetke struktura objašnjeno, i uzajamnom uticaju atoma u molekuli. Međutim, da li je moguće dati vrlo specifične definiciju oksid, onda kiseline i baze to učiniti teže.

Baš kao kiseline, baze o teoriji ED su tvari koje raspada u vodenom rastvoru sa metalnim kationima meni ^{n +} i aniona gidroksogrupp OH ^-.

Podijeljena kategoriji baze kako slijedi:

• Rastvorljivi ili alkalni (jaka pokazatelja bazu menja boju). Formirana metal I, II grupa. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (i.e. snimaju samo osnovne grupe elemenata);
• Slabo topljiv ili netopive (srednje čvrstoće, ne mijenjaju boju indikatora). Primjer: magnezij hidroksid, željezo (II), (III), i drugi.
• Molekularna (slaba baza u vodenom mediju reverzibilno ograditi u ione molekula). Primjer: N ₂ H _4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (svojstva dual izložbu base-kiselina). Primjer: aluminij hidroksid, berilij, cinka i tako dalje.

Svaka grupa je predstavila studirao u školi tokom hemije u "razloga". Času hemije 8-9 uključuje detaljnu studiju blago topivih spojeva i baze.

Glavna karakteristika karakteristike osnova

Sve baze i rastvorljiva jedinjenja koja se nalaze u prirodi u kristalno stanje na solidan. Temperature topljenja njihovih obično niska, a slabo topljiv hidroksid raspadaju kada se zagrije. Boja različitim osnovama. Ako alkalni bijele kristale slabo topivih i molekularne osnove može biti vrlo različitih boja. Topljivost većine spojeva ove klase se može vidjeti u tablici, koja predstavlja formulu oksida, baze, kiseline, soli, njihova topljivost je prikazan.

Lužine mogu promijeniti boju indikatora kako slijedi: fenolftalein - Crimson, metil narančasta - žuti. Ovo je osigurano prisustvo gidroksogrupp slobodan u otopini. Stoga je slabo topljiv baze takve reakcije ne daju.

Na kemijska svojstva svaku grupu različitim osnovama.

kemijska svojstva
lužine	malo rastvorljiv baze	amfoterni hidroksida
I. reagovala sa CO (ukupno -hydrochloric i voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Reagirali s kiselinom (soli i vode): konvencionalne neutralizaciju reakcije (vidi kiseline) III. Interakciju sa AO da formiraju hydroxo soli i vode: 2NaOH + Meni + N O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ili Na 2 [Me + N (OH) 4] IV. Interakcija s amfoterni hidroksida da se formira soli gidroksokompleksnyh: Isto kao i sa AD, ali bez vode V. reagovao topivih soli da se formira nerastvorljivo hidroksid i soli: 3CsOH + željezo klorida (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI. Interakcija s cinka i aluminija u vodenom rastvoru da formiraju soli i vodika: 2RbOH + 2AL + voda = kompleksni sa hidroksid ion 2sk [Al (OH) 4] + 3H 2	I. Kada grijani razgradljivost: = Nerastvorljivo hidroksid oksid + voda II. Reakcije s kiselinom (ukupno: soli i vode): Fe (OH) 2 + 2HBr = velj 2 + voda III. Interakcija sa CO: Me + N (OH) n + G = CO + H 2 O	I. Oni reagiraju sa kiselinama da formira soli i vode: Hidroksid, bakar (II) + 2HBr = CUBR 2 + voda II. Reaguje sa lužine: ukupno - So i voda (stanje: fusion) Zn (OH) 2 + 2CsOH = G + 2H 2 O III. Reaguje sa jakim hidroksidi: rezultat - so, ako dođe do reakcije u vodenoj otopini: Cr (OH) 3 + 3RbOH = Rb 3 [Cr (OH) 6]

To je većina kemijska svojstva te prikaz baze. Kemija baze je jednostavna i pokorava opštim zakonima neorganskih jedinjenja.

Klase anorganske soli. Klasifikacija, fizičke osobine

o položaju ED zasnovan, anorganske soli mogu se navedenih spojeva u vodenoj otopini odvajanje metala katjonima meni ^{+ N} anjoni i anjoni An ^n. Tako da možete zamisliti soli. Određivanje kemijskog pruža ne jedan, ali ovo je najprecizniji.

U ovom slučaju, u skladu sa njihovim kemijske prirode, sve soli se dijele na:

• Kisela (što kacija koja se sastoji od vodika). PRIMJER: NaHSO _4.
  
• Ključ (dostupan kao dio gidroksogrupp). PRIMJER: MgOHNO _3, FeOHCL _2.
• Prosjeka (sastavljen samo od metala kacija i kiseline talog). PRIMJER: NaCl CaSO _4.
• Dual (uključuje dva različita metala kation). PRIMJER: NaAl (SO _{4) 3.}
• Kompleks (hydroxo, aqua kompleksa i drugi). Primjer: K ₂ [Fe (CN) _4].

Formula soli odražavaju njihove hemijske prirode, kao i razgovor o kvalitativni i kvantitativni sastav molekula.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različite sposobnosti da u vodi, koja se može pogledati u odgovarajućim tabeli.

Ako govorimo o agregatno stanje soli, neophodno je da se poštuju njihova monotoniju. Oni postoje samo u čvrstom, kristalni ili praškastom obliku. Opseg boja je prilično raznolika. Rješenja kompleksnih soli obično imaju svijetle zasićenih boja.

Kemijskih interakcija soli razred srednje

Imaju slične kemijska svojstva baze, soli kiselina. Oksidi, kao što smo već rekli, donekle razlikuju od njih na ovaj faktor.

Svi se mogu identificirati 4 osnovne vrste interakcija za srednje soli.

I. interakcije sa kiselinama (samo jaka u smislu ED) da se formira još soli i slaba kiselina:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s hidroksida sa pojavom topivih soli i ne rastvara baze:

CuSO ₄ + 2LiOH = 2LiSO _{topivih soli 4} + Cu (OH) _{2 nerastvorljivo bazu}

III. Interakcija s drugim topivih soli nerastvorenim i topivih soli:

PbCL ₂ + Na ₂ S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije sa metalnim, okrenut u lijevo EHRNM da formira soli. U ovom slučaju dolaznog metal ne smije reagirati na običnim uvjetima reagira s vodom:

Mg + 2AgCL = MgCl ₂ + 2AG

To su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za normalne soli. Formula kompleksne soli, osnovni, kisela i dvostruko govore sami za sebe o specifičnosti izloženi hemijskim svojstvima.

Formula oksida, baze, kiseline, soli odražavaju kemijske prirode svih predstavnika ove klase neorganskih jedinjenja, a osim toga, dati ideju naslova materijala i njegova fizička svojstva. Stoga, njihova pisanja treba obratiti posebnu pažnju. A veliki izbor spojeva nama generalno pruža prekrasan nauka - hemije. Oksidi, kiseline, soli - samo je dio ogromne raznolikosti.