Oksiede, soute, basisse, sure. Eienskappe oksiede, basisse, sure, soute

Moderne chemiese wetenskap is 'n wye verskeidenheid van velde, en elkeen van hulle, bykomend tot die teoretiese raamwerk, is van groot praktiese belang, praktiese. Alles wat jy aanraak, alles rondom - produkte van chemiese produksie. Die belangrikste afdelings - is 'n anorganiese en organiese chemie. Dink na oor wat die belangrikste klasse verbindings verwys as anorganiese, en watter eienskappe wat hulle het.

Die hoofkategorieë van anorganiese verbindings

Om dié aanvaar om die volgende:

1. Oksiede.
2. Sout.
3. Basis.
4. Suur.

Elkeen van die klasse word voorgestel deur 'n groot verskeidenheid van anorganiese verbindings en het 'n waarde feitlik in enige struktuur ekonomiese en industriële aktiwiteite van die mens. Al die groot eienskappe kenmerkend van hierdie verbindings, terwyl hy in die natuur en kry bestudeer in die skool chemie kursus is verpligtend in grade 8-11.

Daar is 'n algemene tafel van oksiede, soute, basisse, sure, wat voorbeelde van elk van die stowwe en hul toestand van samevoeging is, terwyl hy in die natuur. A toon ook die interaksie van die beskrywing van chemiese eienskappe. Ons sal egter elkeen van die klasse apart en in meer detail te oorweeg.

'N Groep van verbindings - oksiede

Oksiede - 'n klas van anorganiese verbindings wat bestaan uit twee elemente (binêre), waarvan een is altyd o (suurstof) vanaf die laer oksidasietoestand -2, staan in die tweede plek in die empiriese formule verbinding. Voorbeeld: N ₂ O _5, CaO en so aan.

Die oksiede is soos volg geklassifiseer.

I. Nesoleobrazuyuschie - is nie in staat om die vorming van soute.

II. Sout-vorm - is in staat om die vorming van soute (saam met die basisse, amfoteriese verbindings met mekaar sure).

1. Suur - wanneer in water sit om sure te vorm. Metale dikwels gevorm of metale met 'n hoë CO (oksidasie).
2. Sleutel - vorm die basis by die water gaan. Gevorm metaal element.
3. Amfoteriese - wys suur-basis dubbele aard, wat bepaal word deur die reaksiekondisies. Gevorm oorgangsmetaal.
4. Gemengde - dikwels verwys na soute en gevorm elemente in verskeie oksidasietoestande.

Hoër oksied - is 'n oksied, waarin die vorming lid is in die maksimum oksidasietoestand. VOORBEELD: Te ^_6. Vir tellurium maksimum oksidasietoestand 6, beteken dit TEO ₃ - hoër oksied vir hierdie element. Die periodieke stelsel van elemente vir elke groep onderteken algemene empiriese formule wat die boonste oksied vir al die elemente in die groep, maar net die belangrikste subgroep. Byvoorbeeld, 'n eerste groep van elemente (alkalimetale) is 'n formule van die vorm R ₂ O, wat daarop dui dat al die elemente van die belangrikste subgroep van hierdie groep sal hê soos formule is hoër oksied. VOORBEELD: Rb ₂ O, Cs ₂ O en so aan.

ons kry die ooreenstemmende hidroksied By hoër oksied ontbind in water (alkali, suur of amfoteriese hidroksied).

eienskappe oksiede

Oksiede kan bestaan in enige staat van samevoeging by gewone toestande. Die meeste van hulle is in 'n stewige kristallyne of poeier vorm (CaO, SiO ₂₎ 'n paar CO (suur oksiede) gevind in die vorm van vloeistowwe (Mn ₂ O ₇₎ en gas (nee, nee _2). Dit is te danke aan die kristalrooster struktuur. Dus, die verskil in kookpunte en smeltpunte wat wissel tussen verskillende verteenwoordigers van -272 ⁰ C tot 70-80 ⁰ C (en soms hoër). Die oplosbaarheid in water wissel.

1. Oplosbare - basiese metaaloksiede, bekend as alkaliese, alkaliese aarde, en al die suur behalwe silikon oksied (IV).
2. Onoplosbare - amfoteriese oksiede, alle ander basiese en SiO _2.

Wat oksiede reageer?

Oksiede, soute, basisse, sure uitstal soortgelyke eienskappe. Algemene eienskappe van byna al die oksiede (behalwe nesoleobrazuyuschih) - hierdie vermoë as gevolg van spesifieke interaksies aan verskeie soute te vorm. Maar vir elke groep van oksiede tipiese hul spesifieke chemiese eienskappe weerspieël eienskappe.

Die eienskappe van die verskillende groepe oksiede

Basiese oksiede - TOE	Suuroksiede - CO	Dubbele (amfoteriese) oksied - AO	Die oksiede nie soute te vorm
1. Reaksie met water: vorming van alkalieë (oksiede van alkali en Aardalkalimetale) Vr 2 O + water = 2FrOH 2. Reaksies met 'n suur: vorming van soute en water suur + Me + N O = H 2 O + sout 3. Reaksie met CO, die vorming van soute en water litium oksied + stikstofoksied (V) = 2LiNO 3 4. Die reaksies wat lei tot die elemente te verander CO My + N O + C = my + CO 0	1. Reagens water: suur vorming (SiO 2 uitsondering) CO + water = suur 2. Reaksies met basisse: CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O 3. Reaksies met basiese oksiede: vorming sout P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2 4. Reaksie OVR: CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,	Toon dubbele eienskappe interaksie op die basis van suur-basis-metode (met sure, alkalieë, basiese oksiede en suur oksiede). Sedert water nie in aanraking kom. 1. Met 'n suur: vorming van soute en water AO + suur = sout + H 2 O 2. basisse (alkali): vorming van hydroxo Al 2 O 3 + LiOH + water = Li [Al (OH) 4] 3. Reaksie met suuroksiede: Voorbereiding van soute FeO + SO 2 = FeSO 3 4. Reaksie met GA: vorming van soute fusion MnO + Rb 2 O = Rb 2 dubbel sout MnO 2 5. Reaksies samesmelting met alkalieë en alkali metale karbonate as soute vorming Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O	Vorm nie sure nie alkalieë. Uitstal spesifieke eienskappe eng.

Elke boonste oksied gevorm as die metaal en nie-metaal, opgelos in water, gee 'n sterk suur of alkali.

Organiese sure en anorganiese

In klassieke klank (wat gebaseer is op ED posisies - elektrolitiese dissosiasie - Svante Arrhenius suur) - hierdie verbinding in 'n waterige medium om die H ⁺ katione en anione suur residuen n distansieer ^-. Vandag, egter, noukeurig bestudeer suur en onder anhidriese voorwaardes, so daar is baie verskillende teorieë met betrekking tot hidroksiede.

Empiriese formule oksiede, basisse, sure, soute bygevoeg net van die simbole elemente en indekse 'n aanduiding van hul nommer in die stof. Byvoorbeeld, anorganiese sure uitgedruk deur die formule H ⁺ suur oorskot ^n-. Organiese stowwe het verskillende teoretiese kartering. Behalwe empiriese, geskryf kan word om hulle volle en gekondenseerde struktuurformule, wat nie net die samestelling en hoeveelheid van die molekules, maar die einde van rangskikking van atome, hul verhouding met mekaar en 'n hoof funksionele groep vir karboksielsure -COOH sal weerspieël.

In al inorganics sure is in twee groepe verdeel:

• anoksiese - HBr, HCN, HCL en ander;
• suurstof (oxo sure) - HClO ₃ en al waar daar suurstof.

Ook anorganiese sure geklassifiseer deur die stabiliteit (stabiele of stabiel - almal behalwe koolsuur en zwavel, vlugtige of onstabiel - en zwavel steenkool). Deur die krag van 'n sterk sure kan wees: swaelsuur, soutsuur, salpetersuur, perchloorsuur, en ander, sowel as swak: waterstofsulfied, die hipochloorsuur en ander.

Dit is nie so 'n verskeidenheid van bied organiese chemie. Die sure wat organiese is in die natuur, is karboksielsure. Hul algemene kenmerk - die teenwoordigheid van die funksionele groep COOH. Byvoorbeeld, HCOOH (miere), _CH3 COOH (asynsuur), C ₁₇ H ₃₅ COOH (steariensuur) en ander.

Daar is 'n aantal van sure, wat veral versigtig fokus by die oorweging van hierdie onderwerp in die skool chemie natuurlik.

1. Sout.
2. Salpetersuur.
3. Fosforsuur.
4. Hydrobromic.
5. Steenkool.
6. Hydroiodic.
7. Swaelsuur.
8. Asynsuur of etaan.
9. Butaan of olie.
10. Benzoic.

10 Hierdie sure is fundamentele chemie stowwe ooreenstemmende klas in 'n skool natuurlik, en in die algemeen, in die industrie en sinteses.

Eienskappe van anorganiese sure

Die belangrikste fisiese eienskappe moet in die eerste plek 'n ander staat van samevoeging toegeskryf word. Inderdaad, daar is 'n aantal van sure met die vorm van kristalle of poeier (boor, fosforsuur) onder konvensionele voorwaardes. Die oorgrote meerderheid van die bekende anorganiese sure is 'n ander vloeistof. Kook en smelt temperatuur ook wissel.

Suur kan veroorsaak erge brandwonde, want hulle het 'n krag organiese weefsel en vel te vernietig. Vir die opsporing van sure gebruik aanwysers:

• metieloranje (in die gewone omgewing - oranje in suur - rooi)
• Lakmoes (in neutrale - violet in suur - rooi) of ander.

Die belangrikste chemiese eienskappe sluit in die vermoë om te kommunikeer met beide eenvoudige en komplekse verbindings.

Die chemiese eienskappe van anorganiese sure

wat Interact	Voorbeeld van die reaksie
1. Met die eenvoudige stof metale. Voorvereiste: metaal moet EHRNM staan om waterstof, so as metale, waterstof na staan, is nie in staat om dit te verplaas uit die suur. Die reaksie is altyd gevorm in die vorm van waterstof gas en sout.	HCL + AL = aluminiumchloried + H 2
2. basisse. Die gevolg van die reaksie is sout en water. Sulke reaksies van sterk sure met alkalieë genoem word neutralisasiereaksies.	Enige suur (sterk) = + oplosbare basis sout en water
3. amfoteriese hidroksiede. Subtotaal: sout en water.	2 + 2HNO berillium hidroksied = Be (NO 2) 2 (gemiddelde sout) + 2H 2 O
4. Met basiese oksiede. Subtotaal: water, sout.	2HCl + FeO = yster chloried (II) + H 2 O
5. amfoteriese oksiede. Totale effek: sout en water.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. soute gevorm swakker sure. Totale effek: sout en 'n swak suur.	2HBr + MgCO 3 = magnesium bromied + H 2 O + CO 2

Wanneer interaksie met metale reageer op soortgelyke wyse nie al sure. Chemicals (graad 9) in die skool behels baie vlak studie van sulke reaksies, egter, en op so 'n vlak beskou spesifieke eienskappe van gekonsentreerde salpetersuur en swaelsuur, deur reaksie met metale.

Hidroksiede: alkali, en die onoplosbare amfoteriese basisse

Oksiede, soute, basisse, sure - al hierdie stof klasse het 'n gemeenskaplike chemiese aard van die kristalrooster struktuur word verduidelik, en die wedersydse invloed van die atome in die molekule. Maar, as was dit moontlik om 'n baie spesifieke definisie vir die oksied, dan die suur en basis om dit moeiliker te doen.

Net soos sure, basisse op die teorie van ED is stowwe in staat te disintegreer in 'n waterige oplossing met metaal katione Me ^{N +} en anione gidroksogrupp OH ^-.

Gedeel deur die basis kategorie soos volg:

• Oplosbare of alkali (sterk basis aanwysers van kleur verander). Gevorm metaal I, II groepe. Voorbeeld: KOH, NaOH, LiOH (maw aangeteken net hoofgroepelemente);
• Swak oplosbare of onoplosbare (medium krag, nie die kleur van aanwysers verander). Voorbeeld: magnesiumhidroksied, yster (II), (III), en ander.
• Molekulêre (swak basis in 'n waterige medium omkeerbaar distansieer in ione molekule). Voorbeeld: N ₂ H _4, amiene, ammoniak.
• Amfoteriese hidroksiede (dubbele uitstalling basis-suur eienskappe). Voorbeeld: aluminiumhidroksied, berillium, sink en so aan.

Elke groep aangebied bestudeer in die skool loop van chemie in die "gronde". Chemie klas 8-9 behels gedetailleerde studie van effens oplosbare verbindings en alkalieë.

Die belangrikste eienskappe van gronde

Alle alkali en oplosbare verbindings in die natuur aangetref in die soliede kristallyne toestand. Die smelt temperatuur van hul gewoonlik laag is, en swak oplosbare hidroksiede ontbind wanneer dit verhit word. Ander kleur gronde. As alkali wit kristalle van die swak oplosbare en molekulêre basis van baie verskillende kleure kan wees. Die oplosbaarheid van die meeste verbindings van hierdie klas kan gesien word in die tabel, wat die formule bied oksiede, basisse, sure, soute, is hul oplosbaarheid getoon.

Alkalieë kan die kleur van aanwysers verander soos volg: fenolftaleïen - bloedrooi metieloranje - geel. Dit is verseker deur die teenwoordigheid gidroksogrupp gratis in oplossing. Dit is dus swak oplosbare basis sulke reaksies gee nie.

Die chemiese eienskappe van elke groep verskillende basisse.

chemiese eienskappe
alkalieë	effens oplosbare basisse	amfoteriese hidroksiede
I. gereageer met CO (totale -hydrochloric en water): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + water II. Gereageer met 'n suur (sout en water): konvensionele neutralisasiereaksie (sien sure) III. Interaksie met AO om hydroxo sout en water te vorm: 2NaOH + Me + N O = Na 2 Me + N O 2 + H 2 O, of Na 2 [Me + N (OH) 4] IV. Interaksie met amfoteriese hidroksiede om soute gidroksokompleksnyh vorm: Dieselfde as met die AD, maar sonder water V. gereageer met oplosbare soute te onoplosbare hidroksiede en soute te vorm: 3CsOH + yster chloried (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI. Interaksie met sink en aluminium in die waterige oplossing vir soute en waterstof te vorm: 2RbOH + 2Al + water = gekomplekseer met hidroksiedioon 2Rb [Al (OH) 4] + 3H 2	I. Wanneer dit verhit afbreekbaarheid: = Onoplosbare hidroksied oksied + water II. Reaksies met 'n suur (totaal: sout en water): Fe (OH) 2 + 2HBr = Febr 2 + water III. Interaksie met CO: My + N (OH) n + G = CO + H 2 O	I. Hulle reageer met sure om soute en water te vorm: Hidroksied, koper (II) + 2HBr = CuBr 2 + water II. Dit reageer met alkalieë: Totaal - sout en water (toestand: fusion) Zn (OH) 2 + 2CsOH = G + 2H 2 O III. Reageer met 'n sterk hidroksiede: resultaat - sout, indien die reaksie plaasvind in 'n waterige oplossing: Cr (OH) 3 + 3RbOH = Rb 3 [Cr (OH) 6]

Dit is die meeste van die chemiese eienskappe van daardie vertoning basis. Chemie basisse is eenvoudig en luister na die algemene wette van anorganiese verbindings.

Klas anorganiese soute. Klassifikasie, fisiese eienskappe

Gebaseer op die posisie ED, kan anorganiese soute word genoem verbindings in waterige oplossing vir metaal katione Me ^{+ N} anione distansieer en anione 'n ^n-. Sodat jy kan die sout dink. Bepaling van Chemiese bied nie een nie, maar dit is die mees akkurate.

In hierdie geval, volgens hulle chemiese aard, alle soute word verdeel in:

• Suur (met katione wat bestaan uit waterstof). VOORBEELD: NaHSO _4.
  
• Sleutel (beskikbaar as deel van gidroksogrupp). VOORBEELD: MgOHNO _3, FeOHCL _2.
• Gemiddeld (saamgestel net van 'n metaal katioon en 'n suur oorskot). VOORBEELD: NaCl, Caso _4.
• Dubbele (sluit twee verskillende metaal katioon). VOORBEELD: Naal (SO _{4) 3.}
• Kompleks (hydroxo, aqua komplekse en ander). Voorbeeld: K ₂ [Fe (CN) _4].

Formule soute weerspieël hul chemiese aard, sowel as praat oor die kwalitatiewe en kwantitatiewe samestelling van die molekule.

Oksiede, soute, basisse, sure het verskillende vermoë om oplosbaarheid, wat in die onderskeie tafel kan besigtig word.

As ons praat oor die toestand van samevoeging van soute, is dit nodig om hul eentonigheid waarneem. Hulle bestaan net in die vaste, kristallyne of poeier vorm. Die kleur reeks is baie uiteenlopend. Die oplossings van komplekse soute het gewoonlik helder versadigde kleure.

Chemiese interaksie klas soute medium

Het soortgelyke chemiese eienskappe van die basis, suur soute. Oksiede, soos ons reeds bespreek, is ietwat anders as hulle op hierdie faktor.

Alle geïdentifiseer kan word 4 basiese tipes interaksies vir medium soute.

I. Interaksies met sure (net sterk in terme van ED) na 'n ander sout en 'n swak suur te vorm:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaksies met hidroksiede met die verskyning van oplosbare soute en onoplosbare basisse:

CuSO ₄ + 2LiOH = 2LiSO _{oplosbare sout 4} + Cu (OH) _{2 onoplosbare basis}

III. Interaksie met ander oplosbare sout na 'n onoplosbare en oplosbare soute te vorm:

PbCL ₂ + Na ₂ S = PbS + 2NaCL

IV. Reaksies met metale, in die gesig staar in die linker EHRNM dat 'n sout vorm. In hierdie geval moet die inkomende metaal nie reageer op gewone omstandighede te reageer met water:

Mg + 2AgCL = MgCl ₂ + 2Ag

Dit is die belangrikste tipes interaksies wat kenmerkend van normale soute. Formule komplekse soute, basiese, suur en dubbel spreek vanself oor die spesifisiteit uitgestal chemiese eienskappe.

Formule oksiede, basisse, sure, soute weerspieël die chemiese aard van alle verteenwoordigers van hierdie klas van anorganiese verbindings, en boonop, gee 'n idee van die titel materiaal en sy fisiese eienskappe. Daarom moet hulle skriftelik veral aandag skenk. 'N Groot verskeidenheid van verbindings bied ons oor die algemeen 'n ongelooflike wetenskap - chemie. Oksiede, sure, soute - is slegs 'n deel van geweldige diversiteit.