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

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Zadnja promjena: 2024-01-18 04:12

Suvremena kemijska znanost je raznolika industrija, a svaka od njih, osim teorijske osnove, ima veliku praktičnu važnost. Što god dotaknete, sve okolo su proizvodi kemijske proizvodnje. Glavni dijelovi su anorganska i organska kemija. Razmotrimo koje su glavne klase tvari klasificirane kao anorganske i koja svojstva imaju.

Glavne kategorije anorganskih spojeva

Uobičajeno je uključiti sljedeće:

1. Oksidi.
2. Soli.
3. Temelji.
4. Kiseline.

Svaka od klasa predstavljena je širokim spektrom spojeva anorganske prirode i važna je u gotovo svakoj strukturi ljudske ekonomske i industrijske aktivnosti. Sva glavna svojstva karakteristična za ove spojeve, koja se nalaze u prirodi i dobivaju, proučavaju se u školskom tečaju kemije bez greške, u razredima 8-11.

Postoji opća tablica oksida, soli, baza, kiselina, koja daje primjere svake od tvari i njihovog stanja agregacije upriroda. Također pokazuje interakcije koje opisuju kemijska svojstva. Međutim, razmotrit ćemo svaku od klasa zasebno i detaljnije.

Skupina spojeva - oksidi

Oksidi su klasa anorganskih spojeva koji se sastoje od dva elementa (binarni), od kojih je jedan uvijek O (kisik) s najnižim oksidacijskim stanjem -2, što je na drugom mjestu u empirijskoj formuli tvari. Primjer: N₂O_5, SaO i tako dalje.

Oksidi su klasificirani kako slijedi.

I. Ne stvara sol - ne može tvoriti soli.

II. Tvori soli - može tvoriti soli (s bazama, amfoternim spojevima, međusobno, kiselinama).

1. Kiseli - kada se ispuste u vodu, stvaraju kiseline. Nastaju najčešće od nemetala ili metala s visokim CO (oksidacijsko stanje).
2. Basic - kada se puste u vodu, formiraju baze. Oblikovan od metalnih elemenata.
3. Amfoterni - pokazuju kiselo-baznu dualnu prirodu, što je određeno reakcijskim uvjetima. Formirani od prijelaznih metala.
4. Mješoviti - često se odnose na soli i nastaju od elemenata u nekoliko oksidacijskih stanja.

Najviši oksid je oksid u kojem je tvornički element u maksimalnom oksidacijskom stanju. Primjer: Te⁺⁶. Za telurij, maksimalno oksidacijsko stanje je +6, što znači TeO₃je najviši oksid za ovaj element. U periodnom sustavu, ispod svake grupe elemenata, potpisuje se opća empirijska formula koja odražava najviši oksid za sveelementi koji su u ovoj skupini, ali samo glavna podskupina. Na primjer, pod prvom skupinom elemenata (alkalijski metali) nalazi se formula oblika R₂O, što znači da će svi elementi glavne podskupine u ovoj skupini imati upravo takve formula višeg oksida. Primjer: Rb₂O, Cs₂O i tako dalje.

Kada se viši oksid otopi u vodi, dobivamo odgovarajući hidroksid (alkalni, kiseli ili amfoterni hidroksid).

Karakterizacija oksida

Oksidi mogu postojati u svim agregacijskim stanjima pod normalnim uvjetima. Većina ih je u čvrstom kristalnom ili praškastom obliku (CaO, SiO₂), neki KO (kiseli oksidi) se nalaze u obliku tekućina (Mn_2O7_{), kao i plinovi (NE, NE}2_{). To je zbog strukture kristalne rešetke. Otuda i razlika u temperaturama ključanja i taljenja, koje variraju za različite predstavnike od -272}0^{S do +70-80}0^{S (ponekad i više). Topljivost u vodi varira.}

1. Topljiv - osnovni metalni oksidi koji se nazivaju alkalni, zemnoalkalni i svi kiseli, osim silicijevog oksida (IV).
2. Netopivi - amfoterni oksidi, svi ostali bazični i SiO_2.

S čime oksidi djeluju?

Oksidi, soli, baze, kiseline pokazuju slična svojstva. Opća svojstva gotovo svih oksida (osim onih koji ne tvore soli) je sposobnost stvaranja različitih soli kao rezultat određenih interakcija. Međutim, za svaku grupuokside karakteriziraju njihove posebne kemijske karakteristike koje odražavaju svojstva.

Svojstva različitih skupina oksida

Bazni oksidi - OO	Oksidi kiseline - KO	Dvojni (amfoterni) oksidi - AO	Oksidi koji ne tvore soli
1. Reakcije s vodom: stvaranje lužina (oksida alkalijskih i zemnoalkalijskih metala) Fr2O + voda=2FrOH 2. Reakcije s kiselinama: stvaranje soli i vode acid + Me+nO=H2O + sol 3. Reakcije s KO, stvaranje soli litijev oksid + dušikov oksid (V)=2LiNO3 4. Reakcije u kojima se elementi mijenjaju CO Me+nO + C=ja0 + CO	1. Voda reagensa: stvaranje kiseline (SiO2iznimka) KO + voda=kiselina 2. Reakcije s bazama: CO2 + 2CsOH=Cs2CO3 + H 2O 3. Reakcije s bazičnim oksidima: stvaranje soli P2O5 + 3MnO=Mn3(PO 3)2 4. OVR reakcije: CO2 + 2Ca=C + 2CaO,	Pokaži dvojna svojstva, interakciju prema principu acidobazne metode (s kiselinama, lužinama, bazičnim oksidima, kiselinskim oksidima). Ne stupaju u interakciju s vodom. 1. S kiselinama: stvaranje soli i vode AO + kiselina=sol + H2O 2. S bazama (alkalijama):stvaranje hidrokso kompleksa Al2O3 + LiOH + voda=Li[Al(OH)4 3. Reakcije s kiselim oksidima: dobivanje soli FeO + SO2=FeSO3 4. Reakcije s RO: stvaranje soli, fuzija MnO + Rb2O=dvostruka sol Rb2MnO2 5. Reakcije fuzije s lužinama i karbonatima alkalnih metala: stvaranje soli Al2O3 + 2LiOH=2LiAlO2 + H 2O	Ne stvarajte ni kiseline ni lužine. Pokažite vrlo specifična svojstva.

Svaki viši oksid, formiran i od metala i od nemetala, otapa se u vodi dajući jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i anorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na temelju pozicija ED - elektrolitička disocijacija - Svante Arrhenius), kiseline su spojevi koji se u vodenom mediju disociraju na katione H⁺ i anione kiseli ostaci An -^{. Danas su, međutim, kiseline pažljivo proučavane u bezvodnim uvjetima, tako da postoji mnogo različitih teorija za hidrokside.}

Empirijske formule oksida, baza, kiselina, soli sastoje se samo od simbola, elemenata i indeksa koji pokazuju njihovu količinu u tvari. Na primjer, anorganske kiseline se izražavaju formulom H⁺kiselinski ostatak ^n-. Organske tvari imaju drugačije teorijsko preslikavanje. Uz empirijsku, za njih je moguće zapisati potpunu i skraćenu strukturnu formulu koja će odražavati ne samosastav i količina molekule, ali i poredak atoma, njihov međusobni odnos i glavna funkcionalna skupina za karboksilne kiseline -COOH.

U anorganskoj se sve kiseline dijele u dvije skupine:

• bez kisika - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadrže kisik (oksokiseline) - HClO₃i sve gdje ima kisika.

Također, anorganske kiseline se klasificiraju prema stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporna, klorovodična, dušična, klorna i druge, kao i slabe: sumporovodikova, hipoklorovita i druge.

Organska kemija uopće ne nudi takvu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode su karboksilne kiseline. Zajednička im je značajka prisutnost funkcionalne skupine -COOH. Na primjer, HCOOH (antibio), CH₃COOH (octeni), C₁₇H₃₅COOH (stearic) i drugi.

Postoji niz kiselina koje se posebno pažljivo naglašavaju kada se razmatra ova tema na školskom tečaju kemije.

1. Sol.
2. dušik.
3. Ortofosforna.
4. bromovodonik.
5. ugljen.
6. Hidrojodni.
7. Sumporna.
8. Ocet ili etan.
9. Butan ili ulje.
10. benzoin.

Ovih 10 kiselina u kemiji su temeljne tvari odgovarajućeg razreda kako u školskom tečaju tako i općenito u industriji i sintezi.

Svojstva anorganskih kiselina

Glavna fizička svojstva treba prvenstveno pripisati različitom stanju agregacije. Uostalom, postoji niz kiselina koje u normalnim uvjetima imaju oblik kristala ili praha (borne, ortofosforne). Velika većina poznatih anorganskih kiselina su različite tekućine. Točke ključanja i taljenja također variraju.

Kiseline mogu uzrokovati teške opekline, jer imaju moć uništavanja organskog tkiva i kože. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

• metilnaranča (u normalnom okruženju - narančasta, u kiselinama - crvena),
• lakmus (u neutralnom - ljubičasta, u kiselinama - crvena) ili neki drugi.

Najvažnija kemijska svojstva uključuju sposobnost interakcije s jednostavnim i složenim tvarima.

Kemijska svojstva anorganskih kiselina

S čime su u interakciji	Primjer reakcije
1. s jednostavnim metalima. Obvezni uvjet: metal mora stajati u ECHRNM prije vodika, budući da ga metali koji stoje nakon vodika ne mogu istisnuti iz sastava kiselina. Reakcija uvijek proizvodi plinoviti vodik i sol.	HCL + AL=aluminij klorid + H2
2. S razlozima. Rezultat reakcije su sol i voda. Slične reakcije jakih kiselina s lužinama nazivaju se reakcijama neutralizacije.	Bilo kojikiselina (jaka) + topiva baza=sol i voda
3. s amfoternim hidroksidima. Ishod: sol i voda.	2HNO2 + berilijev hidroksid=Be(NO2)2 (srednja sol) + 2H2O
4. s bazičnim oksidima. Ishod: voda, sol.	2HCL + FeO=željezo(II) klorid + H2O
5. s amfoternim oksidima. Konačni učinak: sol i voda.	2HI + ZnO=ZnI2 + H2O
6. Sa solima koje stvaraju slabije kiseline. Konačni učinak: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO3=magnezijev bromid + H2O + CO2

Kada su u interakciji s metalima, ne reagiraju sve kiseline na isti način. Kemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje takvih reakcija, međutim, čak i na ovoj razini, uzimaju se u obzir specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline u interakciji s metalima.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne i netopive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase tvari imaju zajedničku kemijsku prirodu, zbog strukture kristalne rešetke, kao i međusobnog utjecaja atoma u sastavu molekula. Međutim, ako je bilo moguće dati vrlo specifičnu definiciju za okside, onda je to teže učiniti za kiseline i baze.

Baze su, kao i kiseline, prema teoriji ED-a tvari koje se mogu razgraditi na metalne katione u vodenoj otopiniMeⁿ⁺i anioni hidrokso skupina OH^-.

Kategorizirajte baze na sljedeći način:

• Topivi ili alkalni (jake baze koje mijenjaju boju indikatora). Nastaju od metala I, II skupine. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (odnosno, uzimaju se u obzir samo elementi glavnih podskupina);
• Slabo topiv ili netopiv (srednje jačine, ne mijenjajte boju indikatora). Primjer: magnezijev hidroksid, željezo (II), (III) i drugi.
• Molekularno (slabe baze, reverzibilno disociraju na ione-molekule u vodenom mediju). Primjer: N₂H_4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (pokazuju dvojna svojstva bazične kiseline). Primjer: hidroksid aluminija, berilija, cinka i tako dalje.

Svaka predstavljena grupa proučava se u školskom tečaju kemije u odjeljku "Osnove". Kemija 8-9 razreda uključuje detaljno proučavanje lužina i teško topljivih spojeva.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve lužine i teško topljivi spojevi nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Pritom su im točke taljenja u pravilu niske, a slabo topljivi hidroksidi se zagrijavanjem razgrađuju. Osnovna boja je drugačija. Ako su lužine bijele, tada kristali teško topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Topljivost većine spojeva ove klase može se vidjeti u tablici koja prikazuje formule oksida, baza, kiselina, soli, pokazuje njihovu topljivost.

Alkalijemogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - malina, metilnaranča - žuta. To je osigurano slobodnom prisutnošću hidrokso skupina u otopini. Zato slabo topive baze ne daju takvu reakciju.

Kemijska svojstva svake grupe baza su različita.

Kemijska svojstva
Alkali	Lagano topljive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s KO (ukupno - sol i voda): 2LiOH + SO3=Li2SO4 + voda II. Reakcija s kiselinama (sol i voda): konvencionalne reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. U interakciji s AO nastaje hidroksokopleks soli i vode: 2NaOH + Me+n O=Na2Me +n O2 + H2O, ili Na2[Me +n (OH)4 IV. U interakciji s amfoternim hidroksidima nastaju hidroksi kompleksne soli: Isto kao AO, ali bez vode V. Reagira s topivim solima da nastane netopljivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezo(III) klorid=Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Interakcija s cinkom i aluminijem u vodenoj otopini za stvaranje soli i vodika: 2RbOH + 2Al + voda=kompleks s hidroksid ionom 2Rb[Al(OH)4] + 3H2	I. Može se raspasti pri zagrijavanju: netopljivi hidroksid=oksid+ voda II. Reakcije s kiselinama (ukupno: sol i voda): Fe(OH)2 + 2HBr=FeBr2 + voda III. Interakcija s KO: Me+n (OH) + KO=sol + H2O	I. Reagira s kiselinama da nastane sol i voda: Bakar (II) hidroksid + 2HBr=CuBr2 + voda II. Reakcija s lužinama: rezultat - sol i voda (stanje: fuzija) Zn(OH)2 + 2CsOH=sol + 2H2O III. Reakcija s jakim hidroksidima: rezultat su soli, ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr(OH)3 + 3RbOH=Rb3[Cr(OH)6

Ovo su većina kemijskih svojstava koja baze pokazuju. Kemija baza je prilično jednostavna i poštuje opće zakone svih anorganskih spojeva.

Klasa anorganskih soli. Klasifikacija, fizička svojstva

Na temelju odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim spojevima koji se disociraju u vodenoj otopini na metalne katione Me⁺ⁿ i anione kiselinskih ostataka An ^{n-. Dakle, možete zamisliti sol. Kemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtočnija.}

Istovremeno, prema svojoj kemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kisela (sadrži vodikov kation). Primjer: NaHSO_4.
• Basic (s hidrokso skupinom). Primjer: MgOHNO₃, FeOHCL_2.
• Medium (sastoji se samo od metalnog kationa i ostatka kiseline). Primjer: NaCL,CaSO_4.
• Dvostruko (uključuje dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl(SO₄)_3.
• Kompleks (hidroksokompleksi, akvakompleksi i drugi). Primjer: K₂[Fe(CN)₄].

Formule soli odražavaju njihovu kemijsku prirodu, a govore i o kvalitativnom i kvantitativnom sastavu molekule.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različitu topljivost, što se može vidjeti u odgovarajućoj tablici.

Ako govorimo o stanju agregacije soli, onda morate primijetiti njihovu ujednačenost. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Shema boja je prilično raznolika. Otopine složenih soli u pravilu imaju svijetle zasićene boje.

Kemijske interakcije za klasu srednjih soli

Imaju slična kemijska svojstva baze, kiseline, soli. Oksidi se, kao što smo već razmotrili, donekle razlikuju od njih u ovom faktoru.

Ukupno postoje 4 glavne vrste interakcija za srednje soli.

I. Interakcija s kiselinama (samo jake u smislu ED) za stvaranje druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL=KCL + HCNS

II. Reakcije s topivim hidroksidima za stvaranje soli i netopivih baza:

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

III. Reakcija s drugom topljivom soli da nastane netopljiva sol i topljiva sol:

PbCL₂ + Na₂S=PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima lijevo od one koja tvori sol u EHRNM-u. U ovom slučaju, metal koji reagira ne bi trebao, u normalnim uvjetima, stupiti u interakciju s vodom:

Mg + 2AgCL=MgCL₂ + 2Ag

Ovo su glavne vrste interakcija koje su tipične za srednje soli. Formule složenih, bazičnih, dvostrukih i kiselih soli govore same za sebe o specifičnosti prikazanih kemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju kemijsku bit svih predstavnika ovih klasa anorganskih spojeva, a osim toga daju ideju o nazivu tvari i njezinim fizičkim svojstvima. Stoga njihovu pisanju treba posvetiti posebnu pozornost. Ogromna raznolikost spojeva nudi nam općenito nevjerojatnu znanost - kemiju. Oksidi, baze, kiseline, soli - ovo je samo dio velike raznolikosti.