Оксиди, соли, базе, киселине. Особине оксида, база, киселина, соли

Савремена хемијска наука је амного различитих индустрија, а сваки од њих, поред теоријске основе, има и практичну важност, практичан. Шта год да додирнете, све око себе су производи хемијске производње. Главне секције су неорганска и органска хемија. Хајде да размотримо које су главне класе супстанци приписане неорганским и каквим својствима поседују.

Главне категорије неорганских једињења

За оне уобичајено је да укључе следеће:

1. Оксиди.
2. Сол.
3. Гроундс.
4. Киселине.

Свака од класа је представљена великимразличита једињења неорганске природе и имају значај у скоро свакој структури економских и индустријских активности човека. Сва главна својства која су карактеристична за ова једињења, која су у природи и пријему, у школском курсу хемије су проучавана без сумње, у разредима 8-11.

Постоји општа табла оксида, соли,базе, киселине, у којима су представљени примери сваке супстанце и агрегатног стања, који су у природи. Такође, приказане су интеракције које описују хемијска својства. Међутим, сваку од класа ћемо размотрити одвојено и детаљније.

Група једињења - оксиди

Оксиди су класа неорганских једињења,састоји се од два елемента (бинари), од којих је један увек О (кисеоник) из доњег оксидационо стање -2, стојећи на другом месту у емпиријском формулом једињења. Пример: Н₂О томе_5, ЦаО и тако даље.

Оксиди су класификовани на следећи начин.

И. Неодговарајуће за формирање соли.

ИИ. Формирање соли - могу да формирају соли (са базама, амфотеријским једињењима, једни другим, киселинама).

1. Киселине киселине - када улазе у воду, формирају киселине. Најчешће се формирају од неметала или метали са високим ЦО (степен оксидације).
2. Најважније - приликом уласка у базу за воду. Формирана металним елементима.
3. Амфотерна - показује двоструку природу киселине, која се одређује условима реакције. Формирана прелазним металима.
4. Мјешани - често се односе на соли и формирају елементи у неколико степена оксидације.

Виши оксид је оксид у којем је елемент за обликовање у максималном стању оксидације. Пример: Те⁺⁶_. За телурију, максимално стање оксидације је +6, што значи ТеО₃ је највиши оксид за овај елемент. У периодичном систему, у оквиру сваке групе елемената, потписана је општа емпиријска формула која одражава највиши оксид за све елементе у овој групи, али само главну подгрупу. На пример, у оквиру прве групе елемената (алкалних метала) постоји формула форми Р₂О, што значи да ће сви елементи главне подгрупе у овој групи имати исту формулу вишег оксида. Пример: Рб₂О, Цс₂О и тако даље.

Када се виши оксид раствара у води, добија се одговарајући хидроксид (алкалијски, киселински или амфотерни хидроксид).

Карактеризација оксида

Оксиди могу постојати у свим агрегатним стањима под нормалним условима. Већина њих је у чврстој кристалној или прашкастој форми (ЦаО, СиО₂), неки КО (кисели оксиди) се јављају у облику течности (Мн₂О₇), као и гасови (НЕ, НЕ₂). Ово се објашњава структуром кристалне решетке. Отуда су разлике у температурама кључања и топљења, које варирају међу представницима од -272⁰Ц до + 70-80⁰Ц (понекад виша). Растворљивост у води је другачија.

1. Растворљив - основни метални оксиди, називи алкалне, алкалне земље, и сви кисели, поред силицијум оксида (ИВ).
2. Нерастворени - амфотерни оксиди, сви остали основни и СиО_2.

О чему оксиди комуницирају?

Оксиди, соли, базе, киселине су сличнисвојства. Општа својства практично свих оксида (осим формирања без соли) је способност формирања различитих соли као резултат одређених интеракција. Међутим, за сваку групу оксида карактеристичне су њихове специфичне хемијске карактеристике, које одражавају својства.

Сваки виши оксид, формиран од метала и неметала, који се раствара у води, даје јаку киселину или алкалију.

Органске и неорганске киселине

У класичном звуку (на основу позиција ЕД - електролитичке дисоциације - Сванте Аррхениус), киселине су једињења која се дисоцирају у катјоне Х⁺ и аниони остатака киселина Ан^-. Међутим, данас су киселине детаљно проучаване у безводним условима, тако да постоје различите теорије за хидроксиде.

Емпиријске формуле за оксиде, базе, киселине,Солови се састоје само од симбола, елемената и индекса, показујући њихову количину у супстанци. На пример, неорганске киселине су изражене формулом Х⁺ киселински остатак ^н-. Органска материја има још једнутеоријско мапирање. Поред емпиријског, могу да напишу потпуну и скраћену структурну формулу која ће одражавати не само састав и количину молекула, већ и ред атома, њихов однос једни са другима и главну функционалну групу за карбоксилне киселине -ЦООХ.

Неорганске све киселине су подељене у две групе:

• аноксик - ХБр, ХЦН, ХЦЛ и други;
• Кисеоник (оксо киселине) - ХЦлО₃ и све где постоји кисеоник.

Такође, неорганске киселине се класификују премастабилност (стабилна или стабилна - све осим угаљ и сумпор, нестабилна или нестабилна - угаљ и сумпор). Снага киселине може бити јака: сумпорна, хлороводонична, азотна, хлорна и друга, а такође слаба: водоник-сулфид, хипоклороидни и други.

Уопште таква сорта не нудиорганска хемија. Киселине, које су органске природе, односе се на карбоксилне киселине. Њихова заједничка карактеристика је присуство функционалне групе -ЦООХ. На пример, ХНСО (мрав), ЦХ₃ЦООХ (сирћетна), Ц₁₇Х₃₅ЦООХ (стеариц) и други.

Постоји велики број киселина, који се нарочито пажљиво наглашавају приликом разматрања ове теме на школском курсу хемије.

1. Сол.
2. Азот.
3. Ортхопхоспхориц.
4. Хидробромиц ацид.
5. Угаљ.
6. Водоник јодид.
7. Сумпор.
8. Ацетиц, или етан.
9. Бутан, или уље.
10. Бензоик.

Ове 10 киселина у хемији су основне супстанце одговарајуће класе како у школском курсу, тако иу индустрији и синтези уопште.

Својства неорганских киселина

Треба приписати основне физичке особинеПре свега, различито агрегатно стање. На крају крајева, постоје бројне киселине које изгледају као кристали или прахови (борик, ортофосфор) у обичним условима. Огромна већина познатих неорганских киселина су различите течности. Тачке кључања и тачке топљења такође варирају.

Киселине могу изазвати оштре опекотине, јер имају сила која уништава органска ткива и кожу. За детекцију индикатора употребе киселина:

• метилоранге (у уобичајеном средњем - наранџастом, у киселинама - црвеном),
• литмус (у неутралном - љубичастом, у киселинама - црвеном) или неки други.

Најважније хемијске особине укључују способност интеракције са једноставним и сложеним супстанцама.

У интеракцији са металима, истоне реагују све киселине. Хемија (разред 9) у школи укључује врло плитко проучавање таквих реакција, међутим, на овом нивоу се узимају у обзир специфична својства концентроване азотне и сумпорне киселине приликом интеракције са металима.

Хидроксиди: алкалије, амфотерне и нерастворљиве базе

Оксиди, соли, базе, киселине - све ове класесупстанце имају заједничку хемијску природу због структуре кристалне решетке, као и међусобног утицаја атома у саставу молекула. Међутим, иако је било могуће дати врло специфичну дефиницију за оксиде, теже је то учинити за киселине и базе.

Баш као и киселине, према ЕД теорији, базе се називају супстанцама које се у воденом раствору могу разградити на металне катионе.^{н +} и ањони хидроксо група ОХ^-.

Основе се могу поделити у категорије на следећи начин:

• Растворљиви или алкални (јаке базе које мењају боју индикатора). Формирани металима група И, ИИ. Пример: КОХ, НаОХ, ЛиОХ (односно узимају се у обзир само елементи главних подгрупа);
• Слабо растворљив или нерастворљив (средње јачине, не мењајте боју индикатора). Пример: хидроксид магнезијума, гвожђе (ИИ), (ИИИ) и други.
• Молекуларне (слабе базе у воденом медијуму се реверзибилно дисоцирају на јоне-молекуле). Пример: Н.₂Х_4, амини, амонијак.
• Амфотерични хидроксиди (показују двострука својства базне киселине). Пример: хидроксид алуминијума, берилијума, цинка и тако даље.

Свака заступљена група проучава се на школском курсу хемије у одељку „Темељи“. Хемија степена 8-9 подразумева детаљно проучавање алкалија и слабо растворљивих једињења.

Главне карактеристичне особине база

Све алкалије и слабо растворљива једињења суу природи у чврстом кристалном стању. Истовремено, тачке топљења су им, по правилу, ниске, а слабо растворљиви хидроксиди се загревају загревањем. Боја основа је другачија. Ако је алкалија бела, тада кристали слабо растворљивих и молекуларних основа могу бити врло различитих боја. Растворљивост већине једињења ове класе може се видети у табели, која представља формуле оксида, база, киселина, соли, показује њихову растворљивост.

Алкалије могу променити боју индикаторакако следи: фенолфталеин - малина, метил наранџа - жута. Ово се обезбеђује слободним присуством хидроксилних група у раствору. Због тога слабо растворљиве базе не дају такву реакцију.

Хемијска својства сваке групе база су различита.

То су већина хемијских својстава која показују базе. Хемија база је прилично једноставна и поштује опште законе свих неорганских једињења.

Класа неорганских соли. Класификација, физичка својства

На основу одредби ЕД, соли се могу назвати неорганским једињењима која се у воденом раствору дисоцирају на металне катионе Ме^{+ н} и ањони киселинских остатака Ан^н-... Па можете замислити соли. Дефиниција хемије даје више њих, али је најтачнија.

Штавише, по хемијској природи све соли су подељене на:

• Кисела (садржи катион водоника). Пример: НаХСО_4.
  
• Основни (садржи хидроксилну групу). Пример: МгОХНО₃, ФеОХЦЛ_2.
• Средње (састоје се само од металног катјона и киселог остатка). Пример: НаЦЛ, ЦаСО_4.
• Двоструко (укључује два различита метална катиона). Пример: НаАл (СО₄)_3.
• Комплексни (хидроксокомплекси, аквакомплекси и други). Пример: К.₂[Фе (ЦН)₄].

Формуле соли одражавају њихову хемијску природу, а такође говоре о квалитативном и квантитативном саставу молекула.

Оксиди, соли, базе, киселине имају различита својства растворљивости, која се могу наћи у одговарајућој табели.

Ако говоримо о стању агрегације соли,онда треба уочити њихову монотоност. Постоје само у чврстом, кристалном или прашкастом стању. Шема боја је прилично разнолика. По правилу, решења сложених соли имају светле засићене боје.

Хемијске интеракције за класу средњих соли

Имају слична хемијска својства базе, киселине, соли. Оксиди се, као што смо већ разматрали, по овом фактору донекле разликују од њих.

Укупно се могу разликовати 4 главне врсте интеракција за средње соли.

И. Интеракција са киселинама (само јака у смислу ЕД) са стварањем друге соли и слабе киселине:

КЦНС + ХЦЛ = КЦЛ + ХЦНС

ИИ. Реакције са растворљивим хидроксидима са појавом соли и нерастворљивих база:

ЦуСО₄ + 2ЛиОХ = 2ЛиСО_{4 растворљиве соли} + Цу (ОХ)_{2 нерастворљива база}

ИИИ. Интеракција са другом растворљивом сољу да би се добила нерастворљива и растворљива со:

ПбЦЛ₂ + На₂С = ПбС + 2НаЦЛ

ИВ. Реакције са металима смештеним у ЕХРНМ лево од оне која образује со. У овом случају, метал који реагује не би требало да реагује са водом у нормалним условима:

Мг + 2АгЦЛ = МгЦЛ₂ + 2Аг

Ово су главне врсте интеракција које су уобичајене за средње соли. Формуле сложених, основних, двоструких и киселих соли говоре саме за себе о специфичности приказаних хемијских својстава.

Формуле оксида, база, киселина, солиодражавају хемијску суштину свих представника ових класа неорганских једињења, а поред тога дају идеју о имену супстанце и њеним физичким својствима. Због тога треба обратити посебну пажњу на њихово писање. Огромну разноликост једињења нуди нам у целини невероватна наука - хемија. Оксиди, базе, киселине, соли само су део велике разноликости.