Oxidy, soli, bázy, kyseliny. oxidy Vlastnosti, bázy, kyseliny, soli

Moderná chemická veda je široká škála odborov, a každý z nich okrem teoretického rámca, má veľký praktický význam, praktické. Či už sa dotknete, všetko okolo - výrobky z chemických výrob. Hlavný sekcia - je anorganickej a organickej chémie. Predpokladajme, čo hlavné triedy zlúčenín, uvedených ako anorganické a aké vlastnosti majú.

Hlavná kategória anorganických zlúčenín

Aby boli prijaté nasledovné:

1. Oxidy.
2. Soľ.
3. Báza.
4. Kyseliny.

Každá z týchto tried je reprezentovaná širokou škálou anorganických zlúčenín a má hodnotu v podstate v akejkoľvek konštrukcie hospodárskych a priemyselných činností človeka. Všetky hlavné vlastnosti z charakteristických rysov týchto zlúčenín, pobyt v prírode a stále študoval na škole chémie kurzu je povinná v stupňoch 8-11.

Existuje všeobecná tabuľka oxidov, solí, báz, kyselín, ktoré sú príklady každú z látok a ich skupenstva, je v prírode. A sú ukazuje interakciu popisujúce chemické vlastnosti. Avšak, budeme uvažovať o každej z tried oddelene a podrobnejšie.

Zlúčeniny zo skupiny - oxidy

Oxidy - A trieda anorganických látok pozostávajúcich z dvoch prvkov (binárne), z ktorých jeden je vždy O (kyslík) od spodného oxidačným stavu -2, stojaci na druhom mieste v sumárneho vzorca zlúčeniny. Príklad: N ₂ O _5, CaO a tak ďalej.

Oxidy sú klasifikované nasledovne.

I. Nesoleobrazuyuschie - nie je schopné tvoriť soli.

II. Tvoriace soľ - sú schopné tvoriť soli (s bázami, amfoterné zlúčeniny navzájom kyselín).

1. Kyselina - keď sa vloží do vody za vzniku kyseliny. Nekovy často tvorené alebo kovy s vysokou CO (oxidácia).
2. Key - forma základňa pri vode vstúpi. Tvoril kovový prvok.
3. Amfotérne - ukazuje acidobázickú dvojaký charakter, ktorá sa určuje podľa reakčných podmienok. Tvoril prechodného kovu.
4. Zmiešané - často sa odkazujú na soli a vytvorených prvkov v rôznych oxidačných stavoch.

Vyššia oxid - je oxid, pričom tvoriaci člen v maximálnej oxidačnom stave. Príklad: Te ^_6. Pre telúru maximálnu oxidačným stave + 6, to znamená, Teo ₃ - vyššie oxidy pre tento element. Periodickej sústavy prvkov, pre každú skupinu podpísal všeobecný empirický vzorec, zobrazujúci horný oxid pre všetky prvky v skupine, ale iba hlavné podskupinu. Napríklad, prvá skupina prvkov (alkalické kovy), je vzorec v tvare R ₂ O, čo znamená, že všetky prvky hlavné podskupine tejto skupiny bude mať taký vzorec je vyššia oxid. Príklad: R _2O, Cs ₂ O a tak ďalej.

získame zodpovedajúce hydroxid Pri vyššej oxidu rozpustí vo vode (alkálie, kyseliny, alebo amfoterné hydroxidu).

oxidy charakteristiky

Oxidy sa môžu vyskytovať v akomkoľvek stave agregácie v bežných podmienkach. Väčšina z nich je v pevnej kryštalickej alebo práškovej forme (CaO, SiO ₂₎ niektoré CO (oxid kyseliny) nachádza vo forme kvapalín (Mn ₂ O ₇₎ a plynu (NO, NO _2). To je vzhľadom na štruktúru kryštálovej mriežky. Z tohto dôvodu, je rozdiel v teplotou varu a body topenia, ktoré sa líšia medzi rôznymi zástupcami -272 ⁰ ° C do 70-80 ° C ⁰ (a niekedy aj vyššie). Rozpustnosť vo vode sa mení.

1. Rozpustné - základné oxidy kovov, známy ako alkalické, alkalických zemín, a všetky kyseliny iné ako oxid kremičitý (IV).
2. Nerozpustné - amfotérne oxidy, všetky ostatné základné a SiO _2.

Čo oxidy reagovať?

Oxidy, soli, bázy, kyseliny, vykazujú podobné vlastnosti. Všeobecné vlastnosti takmer všetkých oxidov (okrem nesoleobrazuyuschih) - tejto schopnosti v dôsledku špecifických interakcií pre vytvorenie rôzne soli. Avšak, pre každú skupinu oxidov typických ich špecifické chemické vlastnosti, ktoré odrážajú vlastnosti.

Vlastnosti rôznych skupín oxidy

Základné oxidy - TOE	Kyslé oxidy - CO	Duálny (amfoterné) oxid - AO	Oxidy netvoria soli
1. Reakcia s vodou: tvorba alkálií (oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín) Fr 2O + voda = 2FrOH 2. Reakcia s kyselinou: Tvorba solí a vody kyselina + Me + n O = H 2O + soľ 3. Reakcia sa CO, tvorba solí a vody oxid lítny + oxidu dusíka (V) = 2LiNO 3 4. Reakcie vedúce k prvkov meniť CO Me + n O + C = Me + CO 0	1. voda činidlo: tvorba kyseliny (SiO 2 výnimka) CO + voda = kyselina 2. Reakcia s bázou: CO 2 + 2CsOH = Cs 2CO 3 + H 2 O 3. Reakcia so základnými oxidy: tvorba soli P 2O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2 4. Reakcia OVR: CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,	Vykazujú duálny vlastnosti interakciu na základe acidobázickej metódy (s kyselinami, zásadami, základné oxidy a oxidy kyselín). Vzhľadom k tomu, voda neprichádza do kontaktu. 1. s kyselinou: tvorba solí a vody AO + kyselina = soľ + H 2 O 2. bázy (alkalické): tvorba hydroxoligandu AI 2O 3 + LiOH + voda = Li [Al (OH) 4] 3. Reakcia s kyslými oxidov: Príprava solí FeO + SO 2 = FeSO 3 4. Reakcia s GA: tvorba solí fúzie MnO + R 2O = R 2 podvojné soli MnO 2 5. Reakcia fúzie s alkáliami a uhličitany alkalických kovov, ako je tvorba soli AI 2O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O	Forma ani kyseliny ani zásady. Vykazujú špecifické vlastnosti úzko.

Každý horný oxid vytvorený ako kov a nekovovou, rozpustené vo vode, poskytuje silné kyseliny alebo zásady.

Organické kyseliny a anorganické

V klasickej zvuku (založené na ED polohách - elektrolytickej disociácia - Svante Arrhenius kyselín) - tejto zlúčeniny vo vodnom prostredí, aby oddelila H ⁺ katióny a anióny zvyškov An ^-. Dnes sa však starostlivo študovali kyseliny a za bezvodých podmienok, takže existuje mnoho rôznych teórií o hydroxidy.

Empirické oxidy vzorec, bázy, kyseliny, soli pridať iba zo symbolov prvkov a indexy indikujúcich ich počet v látke. Napríklad anorganické kyseliny, vyjadrené všeobecným vzorcom: H ^{+ N-} zvyšok ^kyseliny. Organické látky majú rôzne teoretické mapovanie. Okrem empirický, možno zapísať na ne plne a kondenzovanej štruktúrny vzorec, ktorý bude odrážať nielen zloženie a množstvo molekúl, ale poradie usporiadanie atómov, ich vzťah k sebe navzájom a hlavné funkčnú skupinu na karboxylovej kyseliny COOH.

Vo všetkých anorganických sú kyseliny, rozdelené do dvoch skupín:

• anoxické - HBr, HCN, HCL a ďalšie;
• kyslík (oxokyselín) - HClO ₃ a všetky tam, kde sú atóm kyslíka.

Tiež anorganické kyseliny klasifikované stabilitou (stabilná alebo stabilné - všetky s výnimkou uhličité a sírne, prchavé alebo nestabilné - a sírne uhlie). Tým je sila silných kyselín môžu byť: kyselina sírová, chlorovodíková, dusičná, chloristá, a ďalšie, rovnako ako slabý: sírovodík, tým chlórnej a ďalšie.

Nie je to taká celá rada ponúka organickú chémiu. Medzi kyseliny, ktoré sú organické povahy, sú karboxylové kyseliny. Ich spoločným znakom - prítomnosť funkčnej skupiny COOH. Napríklad HCOOH (mravčiu), _CH3COOH (kyselina octová), C ₁₇ H ₃₅ COOH (kyselina stearová) a ďalšie.

Existuje celý rad kyselín, ktorá sa zameriava najmä opatrní, keď s ohľadom na túto tému v škole chémie kurzu.

1. Soľ.
2. Dusičná.
3. Fosforečnej.
4. Bromovodíková.
5. Coal.
6. Jodovodíková.
7. Sírová.
8. kyselina octová alebo etán.
9. Bután alebo olej.
10. Benzoová.

10 Tieto kyseliny sú základné chemické látky zodpovedajúcu triedu školské ihrisko, a všeobecne v priemysle a v stupňoch.

Vlastnosti anorganických kyselín

Hlavné fyzikálne vlastnosti je potrebné pripočítať predovšetkým iný skupenstva. Vskutku, existuje celý rad kyselín, ktoré majú formu kryštálov alebo prášku (boritá, fosforečná) za bežných podmienok. Prevažná väčšina známych anorganických kyselín je iná tekutina. Varu a teploty topenia sa tiež líšia.

Kyselina môže spôsobiť ťažké popáleniny, pretože majú silu ničiť organické tkaniva a kože. Pre detekciu kyselín používajú indikátory:

• metyloranž (v obvyklom prostredí - oranžová v kyseline - červená)
• Lakmusový (v neutrálnej - fialovej kyseliny - červená), alebo iné.

Najdôležitejšie chemické vlastnosti patrí schopnosť interagovať s jednoduchých i komplexných zlúčenín.

Chemické vlastnosti anorganických kyselín

aký INTERACT	Príklad reakcie
1. kovov jednoduchý látok. Predpoklad: kov musí stáť EHRNM na vodík tak, kovy, vodík po státí, nie sú schopné ho premiestniť z kyseliny. Reakcia je vždy vytvorená vo forme plynného vodíka a soli.	HCI + AL = chlorid hlinitý + H 2
2. bázy. Výsledkom reakcie sú soli a vody. Takéto reakcie silných kyselín s alkáliami sa nazývajú neutralizačné reakcie.	Akákoľvek kyselina (silný) = + riediteľné základné soli a vody
3. amfolytické hydroxidy. Súčet: soli a vody.	2 + 2HNO hydroxid berýlium Be = (NO 2) 2 (priemer soľ) + 2H 2O
4. Čo so základnými oxidov. Súčet: voda, soľ.	2HCl + FeO = chloridu železitého (II) + H 2 O
5. amfotérne oxidy. Celkový efekt: soli a vody.	2HI + ZnO = znie 2 + H 2 O
6. soli vytvorené slabšími kyselinami. Celkový efekt: soľ a slabé kyseliny.	2HBr + MgCO 3 = bromidu + H 2O + CO 2

Pri interakcii s kovmi reagovať podobne nie všetky kyseliny. Chemické látky (stupeň 9), v škole zahŕňa veľmi plytké štúdium takých reakcií, však, a na takej úrovni, uvažovaného špecifické vlastnosti koncentrovanej kyseliny dusičnej a kyseliny sírovej, reakciou s kovmi.

Hydroxidy alkalických: a nerozpustných amfotérne bázy

Oxidy, soli, bázy, kyseliny, - všetky z týchto tried látok majú spoločný chemickú povahu štruktúry kryštálovej mriežky je vysvetlená, a vzájomné ovplyvňovanie atómov v molekulách. Avšak, ak to bolo možné, čím sa získa veľmi špecifickú definíciu oxidu, potom kyseliny a bázy na to ťažšie.

Rovnako ako kyseliny, bázy na teóriu ED sú látky, ktoré sú schopné sa rozpadávajúce vo vodnom roztoku s katiónmi kovov Me ^{n +} a anióny gidroksogrupp OH ^-.

Deleno kategórie báza nasledujúcim spôsobom:

• Rozpustné alebo alkalické (silné bázy indikátory menia farbu). Tvoril kovov I, skupiny II. Príklad: KOH, NaOH, LiOH (tj. Sú zaznamenané iba hlavné skupiny prvkov);
• Zle rozpustné alebo nerozpustné (stredná pevnosť, nemení farbu indikátorov). Príklad: hydroxid horečnatý, železo (II), (III), a ďalšie.
• Molekulárna (slabou bázou vo vodnom prostredí, reverzibilne disociujú na ióny molekuly). Príklad: N ₂ H _4, amíny, amoniak.
• Amfoterné hydroxidy (duálne vykazovať vlastnosti báza-kyseliny). Príklad: hydroxid hlinitý, berýlium, zinok, a tak ďalej.

Každá skupina prezentované študoval v škole v priebehu roka chémie v "Grounds". Chémia triedy 8-9 zahŕňa detailné štúdium málo rozpustných zlúčenín a alkáliami.

Hlavnými charakteristickými črtami dôvodov

Všetky alkalických kovov a vo vode rozpustné zlúčeniny, nachádzajúce sa v prírode v pevnom kryštalickom stave. Teplota tavenia ich obvykle nízke, a zle rozpustné hydroxidy rozkladajú pri zahriatí. Zafarbiť rôzne dôvody. V prípade alkalických biele kryštály zle rozpustných a molekulárnej báz môžu byť veľmi rôzne farby. Rozpustnosť väčšiny zlúčenín tejto skupiny je možné vidieť v tabuľke, ktorá predstavuje všeobecný vzorec oxidy, bázy, kyseliny, soli, je zobrazený ich rozpustnosť.

Alkálie môže zmeniť farbu ukazovateľov takto: fenolftaleínu - purpurový, metyloranže - žltá. To je zabezpečené prítomnosťou gidroksogrupp voľné v roztoku. Je teda málo rozpustná báza takéto reakcie nedávajú.

Chemické vlastnosti každej skupiny rôznych základov.

chemické vlastnosti
lúhy	Zle rozpustné bázy	amfoterné hydroxidy
Aj nechá reagovať s CO (celkom chlorovodíková a voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2SO 4 + voda II. Nechá reagovať s kyselinou (soli a vody): Konvenčné neutralizačné reakcie (pozri kyselín) III. Interagujú s AO tvoriť hydroxoligandu soli a vody: 2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, alebo Na 2 [Me + n (OH) 4] IV. Interakciu s amfotérne hydroxidmi za vzniku solí gidroksokompleksnyh: Rovnako ako u nášho letopočtu, ale bez vody V. nechá reagovať s rozpustnými soľami za vzniku nerozpustné hydroxidy a soli: 3CsOH + chlorid železitý (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI. Komunikovať s zinku a hliníka vo vodnom roztoku za vzniku soli a vodíka: 2RbOH + 2AL + voda = komplexu s hydroxidového iónu 2RB [Al (OH) 4] + 3H 2	I. Pri zahriatí rozložiteľnosti: = Nerozpustný oxid hydroxid + voda II. Reakcia s kyselinou (celkom: soli a vody): Fe (OH) 2 + 2HBr = Febri 2 + voda III. Interakciu s CO: Me + n (OH) n + G = CO + H 2 O	I. reagujú s kyselinami za vzniku soli a vody: Hydroxid, meď (II) + = 2HBr CuBr 2 + voda II. Reaguje s alkáliami: celkom - soli a vody (podmienka: fúzie) Zn (OH) 2 + 2CsOH = G + 2H 2O III. Reagujú so silnými hydroxidy: výsledok - soli, pokiaľ dôjde k reakcii vo vodnom roztoku: Cr (OH) 3 + 3RbOH = R 3 [Cr (OH) 6]

To je väčšina chemických vlastností tohto displeja základne. Chemické bázy, je jednoduchý a riadi všeobecné zákony anorganických zlúčenín.

Trieda anorganické soli. Klasifikácia, fyzikálne vlastnosti

na pozícii ED základe môžu byť anorganické soli uvedených zlúčenín vo vodnom roztoku pre disociáciu katióny kovov Me ^{+ N} anióny a anióny ^N-. Takže si viete predstaviť soľ. Stanovenie chemickej neposkytuje jeden, ale to je najpresnejšie.

V tomto prípade, v závislosti na ich chemickej povahe, všetky soli sa delia na:

• Kyslá (s katióny, pozostávajúce z atómu vodíka). Príklad: NaHSO _4.
  
• Key (k dispozícii ako súčasť gidroksogrupp). Príklad: MgOHNO _3, FeOHCL _2.
• Priemerná (zložené iba z kovového katiónu a zvyšok kyseliny). Príklad: NaCl, _CaSO4.
• Duálny (zahŕňajú dva rôzne katión kovu). Príklad: naąli (SO _{4) 3.}
• Komplexné (hydroxid, aqua komplexy a ďalšie). Príklad: K ₂ [Fe (CN) _4].

Formula soli odrážajú svoju chemickú povahu, rovnako ako hovoriť o kvalitatívne a kvantitatívne zloženie molekuly.

Oxidy, soli, bázy, kyseliny majú rôznu schopnosť rozpustnosti, ktoré možno zobraziť v príslušnej tabuľke.

Ak budeme hovoriť o skupenstvo soľou, je potrebné sledovať ich jednotvárnosť. Existujú len v pevnom, kryštalickej alebo práškovej forme. Farebná škála je veľmi rozmanitá. Roztoky komplexných solí, zvyčajne majú jasné sýte farby.

Chemická interakcia trieda soľou médium

Majú podobné chemické vlastnosti podkladu, kyslé soli. Oxidy, ako sme už diskutovali, sú trochu odlišné od nich na tomto faktora.

Všetky môžu byť identifikované 4 základné typy interakcií pre stredné solí.

I. Interakcia s kyselinami (silná len pokiaľ ide o ED) za vzniku ďalšej soli a slabú kyselinu:

KCNS + HCl = KCL + HCNS

II. Reakcie s hydroxidmi s výskytom rozpustných solí a nerozpustných báz:

CuSO ₄ + 2LiOH = 2LiSO _{rozpustná soľ 4} + Cu (OH) _{2 nerozpustná báza}

III. Interakcia s inými rozpustnou soľou za vytvorenie nerozpustného a rozpustné soli:

PbCL ₂ + Na _2S = PBS + 2NaCl

IV. Reakcie s kovom, smerujúcou v ľavom EHRNM, ktorý tvorí soľ. V tomto prípade je vstupná kovu nesmie reagovať za bežných podmienok reagovať s vodou:

Mg + 2AgCL = _MgCl2 + 2Ag

To sú hlavné typy interakcií, ktoré sú charakteristické pre normálne soli. Vzorec komplexné soli, základné, kyslé a dvakrát hovorí pre seba o špecifickosti vykazovali chemických vlastnostiach.

oxidy Formula, bázy, kyseliny, soli odráža chemickú podstatu všetkých zástupcov týchto tried anorganických zlúčenín, a okrem toho, dávajú predstavu o látky uvedené v názve a jeho fyzikálne vlastnosti. Preto je ich písanie by malo venovať osobitnú pozornosť. Obrovská rad zlúčenín nám všeobecne ponúka úžasný vedu - chémiu. Oxidy, kyseliny, soli - je len časť nesmiernej rozmanitosti.