Oksiidid, soolad, alused, happed. Omadused oksiidid, alused, happed, soolad

Modern keemilised teaduse on paljudes valdkondades, ja igaüks neist on lisaks teoreetiline raamistik, on suure praktilise tähtsusega, praktiline. Mida iganes sa puudutada, kõik ümber - keemiatööstuse toodangu. Pääosiot - on anorgaaniline ja orgaaniline keemia. Mõtle, mida põhiklassi ühendeid nimetatakse anorgaaniliste ja mida omadused neil on.

Põhikategooriasse anorgaanilised ühendid

Neile vastuvõtt järgmistele:

1. Oksiidid.
2. Salt.
3. Base.
4. Acid.

Iga klassi esindab paljude anorgaaniliste ühendite ja väärtus on peaaegu igal struktuuri majanduse ja tööstuse inimtegevus. Kõik suuremad omadused iseloomulik nende ühendite, olles oma olemuselt ja saada uuritud koolis keemia muidugi on kohustuslik klassid 8-11.

On üldine tabeli oksiidid, soolad, alused, happed, mis on näited iga aine ja nende agregaatolekus, olles looduses. Käsitletakse A näitab interaktsiooni kirjeldamiseks keemilised omadused. Kuid me kaalume iga klassi kohta eraldi ja detailsemalt.

Ühendite rühm - oksiidid

Oksiidid - klassi anorgaanilised ühendid koosnes kahest elemendist (binaarsed), millest üks on alati O (hapnik) alumisest oksüdatsiooniastmega -2, seistes teise koha empiiriline valem ühendit. Näide: N ₂ O _5, CaO ja nii edasi.

Oksiidide liigitatakse järgmiselt.

I. Nesoleobrazuyuschie - ei ole võimelised moodustama soolasid.

II. Soolamoodustajateks - on võimelised moodustama soolasid (alustega, amfoteersed ühendid üksteisega happed).

1. Acid - kui panna vette, et moodustada hapetega. Nonmetals moodustuvad sageli või metallidega kõrge CO (oksüdeerumine).
2. Key - vormis aluse juures vesi siseneb. Moodustati metallist element.
3. Amfoteersed - näidates happepõhise kaksikolemus mida määratakse reaktsiooni tingimustes. Moodustati siirdemetall.
4. Mixed - viitavad sageli soolade ja moodustanud elemendid mitmes oksüdeeritud olekutes.

Kõrgem oksiid - on oksiid, kusjuures moodustava osa on maksimaalne oksüdatsiooniaste. Näide: Te ^_6. Suhe telluuri maksimaalne oksüdatsiooniaste 6, siis tähendab Teo ₃ - kõrgem oksiidi selle elemendi jaoks. Perioodilisuse süsteemi elementide iga rühma allkirjastatud üldist empiiriline valem näitab ülemise oksiidi kõikide elementide rühmast, kuid ainult peamised alarühma. Näiteks esimese grupi elemendid (leelismetallid) on valem vormi R _2O, mis näitab, et kõik elemendid peamine alarühma selles rühmas oleks selline valem on kõrgem oksiidi. Näide: Rb _2O, Cs ₂ O ja nii edasi.

me saada vastav hüdroksiid Kõrgematel oksiidi lahustati vees (leelise, happe või amfoteersed hüdroksiidi).

omadused oksiidid

Oksiidid võivad esineda mis tahes agregatsiooniolekutes tavatingimustes. Enamik neist on tahkes kristalne või pulbri kujul (CaO, _SiO2) teatud CO (happe oksiidid) leitud vedelike (Mn _{2O 7)} ja gaasi (NO, _NO2). See on tingitud kristallvõre struktuuri. Seega erinevus keemistemperatuurid ja sulamistemperatuurid mis varieeruvad erinevate esindajat -272 ⁰ ° C kuni 70-80 ⁰ C (ja mõnikord kõrgem). Vees lahustuvus suur.

1. Lahustuvad - põhi metallioksiidid, mida tuntakse leeliseline, leelismuldmetallide ning kogu hape va ränioksiidi (IV).
2. Lahustumatud - amfoteersed oksiidid, kõigi teiste põhi- ja _SiO2.

Mis oksiidid reageerivad?

Oksiidid, soolad, alused, happed on sarnased omadused. Üldised omadused peaaegu kõik oksiidid (va nesoleobrazuyuschih) - see võime tõttu spetsfiilised moodustamaks erinevaid sooli. Kuid iga grupi puhul oksiidid tüüpiline nende konkreetsete keemilised omadused peegeldades omadused.

Omadusi erinevate gruppide oksiidid

Basic oksiidid - TOE	Happeline oksiid - CO	Dual (amfoteersed) oksiidi - AO	Oksiidid ei moodusta soolasid
1. Reaktsioonid veega: moodustumist leeliste (oksiidide leelis- ja leelismuldmetallid) Fr 2O + vesi = 2FrOH 2. Reaktsioonid happega: soolade moodustamiseks ja vee hape + Me + n O = H2O + soola 3. Reageerimisel CO, soolade moodustamine ja vee liitiumoksiid + lämmastikoksiidi (V) = 2LiNO 3 4. reaktsioonide lõpptulemus elemente muuta CO Me + n O + C = Me + CO 0	1. reaktiiv vesi: happe moodustumist (SiO2 arvatud) CO + vesi = hape 2. Reaktsioonid alustega: CO 2 + 2CsOH = CS2CO 3 + H2O 3. Reaktsioonid aluseliste oksiidide: soola moodustumise P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2 4. Reaktsioonid OVR: CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,	Ilmutavad dual omadused suhelda põhjal happepõhise meetod (hapetega, leeliste aluselise oksiidid ja happe oksiidid). Kuna vesi ei puutuks. 1. happega: soolade moodustamiseks ja vee AO + hape = sool + H2O 2. alustega (leelise): moodustamine hüdroksoligande Al 2O 3 + LiOH + vesi = Li [Al (OH) 4] 3. Reageerimine happeliste oksiidide: Soolade valmistamine FeO + SO2 = FeSO 3 4. Reageerimisel GA: soolade moodustamiseks fusion MnO + Rb 2O = Rb 2 double soola MnO 2 5. Reaktsioonid fusion leelistega ja leelismetallide karbonaadid sooladena moodustumise Al 2O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H2O	Vorm ei hapetega ega alustega. Eksponeerida eriomadused kitsalt.

Iga ülemine oksiidi moodustatud metallist ja nonmetal, lahustatakse vees, annab tugeva happe või leelise abil.

Orgaanilised happed ja anorgaanilised

Klassikalises heli (põhineb ED ametid - elektrolüütiline dissotsiatsioon - Svante Arrheniuse hape) - see ühend vesikeskkonnas lahutada H ⁺ katioonid ja anioonid aminohappejääke An ^-. Täna aga kõigil uuritud happe ja veevabas keskkonnas, nii et seal on palju erinevaid teooriaid hüdroksiidid.

Empiiriline valem oksiidid, alused, happed, soolad lisatakse ainult sümbolite elemendid ja indeksid määravaks nende arvu aines. Näiteks anorgaanilised happed väljendatud valemiga H ⁺ happejääk ^n-. Orgaanilised ained on erinevaid teoreetilisi kaardistamine. Pealegi empiiriline, saab kirjutada neile täielik ja kondenseerunud struktuurivalem, mis kajastavad mitte ainult koostist ja kogust molekulide, kuid suurusjärgus aatomite paigutuse, nende suhe üksteisega ja põhilise funtksionaalrühmade karboksüülhapped -COOH.

Kõikidel anorgaaniliste hapetega jagunevad kahte rühma:

• anoxic - HBr, HCN, HCL ja teised;
• hapnik (okso happed) - HCIO ₃ ja kõik kus on hapnik.

Samuti anorgaaniliste hapetega jaotatud stabiilsust (stabiilne või stabiilse - kõik peale süsihappe ja väävlishape, lenduvad või ebastabiilne - ja väävlishape kivisüsi). Jõu abil tugevad happed võivad olla: väävelhape, soolhape, lämmastikhape, perkloorhape, ja teised, samuti nõrk: vesiniksulfiidi, siis hüpoklooris- ja teised.

See ei ole nii palju erinevaid pakkumisi orgaanilise keemia. Happed, mida on orgaanilised loomupäraselt ei karboksüülhapped. Nende ühine omadus - olemasolu funktsionaalne rühm COOH. Näiteks HCOOH (metaanhape), _CH3COOH (äädikhape), C ₁₇ H ₃₅ COOH (stearhape) ja teised.

On mitmeid happeid, mis keskendub eelkõige ettevaatlik arvestades selle õppeaine keemia muidugi.

1. Salt.
2. Lämmastikhape.
3. Fosforhape.
4. Vesinikbromiidhape.
5. Kivisüsi.
6. Vesinikjodiidhape.
7. Väävelhappe.
8. Äädikhape või etaani.
9. Butaani või õli.
10. Bensoehappe.

10 Need happed on oluline keemia vastavate ainete kooliklassini muidugi ja üldiselt tööstuses ja sünteese.

Omadusi anorgaaniliste hapetega

Peamised füüsikalised omadused tuleb esmajärjekorras teist agregaatolek. Tõepoolest, on olemas mitmeid hapete millel kristallidena või pulbrid (boorhape, fosfor-) tavapärastes tingimustes. Enamik tuntud anorgaanilised happed on erinevad vedeliku. Keemiseni ja sulamistemperatuuridele samuti varieeruda.

Acid võib põhjustada tõsiseid põletusi, sest neil on jõudu hävitada orgaaniline kude ja nahka. Avastamiseks kasutatavad happed näitajad:

• metüül oranz (tavalises keskkonnas - oranži acid - punane)
• Lakmuse (neutraalses - violetne acid - punane) ja teisi.

Kõige olulisem keemilised omadused hõlmavad võimet interakteeruda nii lihtne ja kompleksühendid.

Keemilistest omadustest anorgaaniliste hapetega

Mis interakteeruvad	Näide Reaktsiooni
1. Mis lihtne-aine metall. Eeldus: metall peab seisma EHRNM vesinikuks, nii metallid, vesinik seismisel, mis ei ole võimelised välja tõrjuda seda happest. Reaktsioon moodustatakse alati vormis gaasilise vesiniku ja sool.	HCL + AL = alumiiniumkloriid + H2
2. alustega. Tulemuseks Reaktsiooni on soolast ja veest. Sellised reaktsioonid tugevate hapete leelistega nimetatakse neutraliseerimine reaktsioone.	Igasugune happe (strong) = + lahustuva aluse soola ja vett
3. amfoteersed hüdroksiidid. Vahekokkuvõte: soolast ja veest.	2 + 2HNO berülliumi hüdroksiidi = Be (NO 2) 2 (keskmine sool) + 2H 2 O
4. Mis põhiline oksiidid. Vahekokkuvõte: vesi, sool.	2HCl + FeO = raudkloriid (II) + H2O
5. amfoteersed oksiidid. Kokku efekt: soolast ja veest.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H2O
6. moodustunud soolad nõrgemaks hapetega. Kokku efekt: soola ja nõrk hape.	2HBr + MgCO 3 = magneesiumbromiid + H2O + CO2

Kui suheldes metall reageerib sarnaselt mitte kõik happed. Keemia (hinne 9) koolis kaasnevad väga madalas uuringu selliste reaktsioonide siiski, ja sellisel tasemel peetakse eriomadused kontsentreeriti lämmastikhape ja väävelhape, reageerides metallidega.

Hüdroksiidid: leelise ja lahustumatu amfoteersed alused

Oksiidid, soolad, alused, happed - kõik need aineklassidesse on ühine keemiline olemus kristallvõre struktuur on selgitatud ja vastastikuse mõju aatomitest Molekulide. Siiski, kui see oli võimalik saada väga spetsiifilised definitsiooniga oksiid, siis happe ja aluse teha raskemaks.

Nii nagu happed, alused teooriat ED on ained, mis on võimeline murenevad vesilahuse metallikatioonidega Me ^{n +} ja anioonide gidroksogrupp OH ^-.

Jagatud aluse kategooria järgmiselt:

• Lahustuvad või leelise (tugev alus näitajad muutuvad värvi). Moodustati metallist I, II rühma. Näide: KOH, NaOH, LiOH (st registreeritakse ainult pearühma elemendid);
• Halvasti lahustuvad või lahustumatud (keskmise tugevusega, ei muuda värvi näitajad). Näide: magneesiumhüdroksiid, raud (II), (III) ja teised.
• Molecular (nõrk alus vesikeskkonnas pöörduvalt lagunevad ioonideks molekuli). Näide: N ₂ H _4, amiinid, ammoniaaki.
• Amfoteersed hüdroksiidid (dual eksponeerida aluses happe omadused). Näide: alumiiniumhüdroksiid, berülliumi, tsingi ja nii edasi.

Iga rühm esitas uuritud koolis käigus keemia "põhjused". Chemistry Klass 8-9 hõlmab põhjalikku uurimist Halvastilahustuvate ühendeid ja leelistega.

Peamised iseloomulikud tunnused põhjustel

Kõik leelis- ja lahustuvad looduses leiduvatest ühenditest tahkes kristalses olekus. Sulamistemperatuuri nende tavaliselt madal ning raskesti lahustuvate hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel. Värv erinevatel alustel. Kui leelise valgeid kristalle vähelahustuvad ja molekulaarseid aluseid võib olla väga erinevates värvides. Lahustuvus Kõige Selle klassi ühendite võib näha tabelist, mis esitab valemiga oksiidid, alused, happed, soolad, nende lahustuvus on näidatud.

Leeliste saab muuta värvi näidikute järgnevalt: fenoolftaleiini - purpuritriibud, metüül- apelsini - kollane. See tagatakse juuresolekul gidroksogrupp vabalt lahuses. Seepärast on halvasti lahustuv alus selliseid reaktsioone ei anna.

Keemilised omadused igas rühmas erinevate alustega.

keemilised omadused
leelised	vähelahustuv alused	amfoteersed hüdroksiidid
I. reageerima CO (kokku -vesinikkloriidhappepuhvris ja vesi): 2LiOH + SO3 = Li 2 SO 4 + vesi II. Reageerida happega (sool ja vesi): tavapäraste neutraliseerimisreaktsioon (vt happed) III. Suhelda AO moodustamaks hüdroksoligande soolast ja veest: 2NaOH + Me + n O = Na 2Me + n O 2 + H2O või Na2 [Me + n (OH) 4] IV. Suhelda amfoteersed hüdroksiidid soolade moodustamiseks gidroksokompleksnyh: Sama, mis koos AD, kuid ilma veeta V. reageerima lahustuvate soolade, moodustades lahustumatu hüdroksiidid ja soolad: 3CsOH + raudkloriid (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI. Suhelda tsingi ja alumiiniumi vesilahuse moodustada soolasid ja vesinikku: 2RbOH + 2Al + vesi = kompleksis hüdroksiidiooniga 2Rb [Al (OH) 4] + 3H 2	I. Kuumutamisel hajuvus: = Lahustumatu hüdroksiid oksiidi + vesi II. Reaktsioonid happega (kokku: soolast ja veest): Fe (OH) 2 + 2HBr = veebr 2 + vesi III. Suhelda CO: Me + n (OH) n + G = CO + H2O	I. Nad reageerivad hapetega moodustada soolasid ja vett: Hüdroksiidi, vask (II) + 2HBr = CuBr2 + vesi II. See reageerib leeliste: kõigi - Sool ja vesi (tingimused: fusion) Zn (OH) 2 + 2CsOH = G + 2H 2 O III. Reageerida tugevate hüdroksiidid: tulemus - sool, kui reaktsioon toimub vesilahusena: Cr (OH) 3 + 3RbOH = Rb 3 [Cr (OH) 6]

See on kõige keemilise ekraani omadusi baasi. Chemistry alused on lihtne ja järgib üldise seaduste anorgaanilised ühendid.

Klass anorgaanilised soolad. Klassifikatsioon, füüsikalised omadused

Lähtudes seisukohast ED, anorgaanilised soolad võib mainida ühendeid vesilahuses lagunevad metallikatioonide Me ^{+ n} anioonide ja Anioonide ^N-. Nii võite ette kujutada soola. Määramine Chemical näeb ette mitte üks, kuid see on kõige täpsem.

Sel juhul vastavalt nende keemilist olemust, kõik soolad jagunevad:

• Happeline (millel katioonid, kuhu kuuluvad vesinik). Näide: NaHSO _4.
  
• Key (saadaval osana gidroksogrupp). Näide: MgOHNO _3, FeOHCL _2.
• Keskmine (koosneb ainult metallikatioone ja happe jääk). Näide: NaCl, CaSO _4.
• Dual (sisaldavad kahte erinevat metalli katioon). Näide: naal (SO _{4) 3.}
• Kompleks (hüdroksoligande, Aqua kompleksid ja teised). Näide: _K2 [Fe (CN) _4].

Valemiga soolad peegeldavad nende keemilisi omadusi, samuti rääkida kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis molekuliga.

Oksiidid, soolad, alused, happed on erinevad võime lahustuvus, mida saab vaadata vastavas tabelis.

Kui me räägime agregatsiooniolekutes soolad, on vaja jälgida oma monotoonsus. Nad eksisteerivad ainult tahkes, kristalse või pulbri kujul. Värvivalik on üsna mitmekesine. Lahendused keerulisi soolad on tavaliselt hele küllastunud värve.

Keemiline interaktsiooni klassi soolade keskmise

On sarnased keemilised omadused aluse, happe soolad. Oksiidid, nagu me oleme juba arutanud, on mõnevõrra erinev neilt selle teguriga.

Kõik saab tuvastada 4 põhitüüpi koostoimeid keskmise soolad.

I. interaktsioonid hapetega (ainult tugeva poolest ED) moodustamaks teise soola ja nõrk hape:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktsioonid hüdroksiidid ilmumisega lahustuvate soolade ja lahustumatud alused:

CuSO ₄ + 2LiOH = 2LiSO _{lahustuvat soola 4} + Cu (OH) _{2 lahustumatu alusega}

III. Koosmõju teiste lahustuva soola moodustamiseks lahustumatud ja lahustuvad soolad:

PbCL ₂ + _Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reaktsioonid metalliga näoga vasakule EHRNM mis moodustab soola. Sel juhul sissetulevate metallist tohi reageerida tavatingimustes reageerima vesi:

Mg + 2AgCL = _MgCl2 + 2AG

Need on peamised tüüpi interaktsioone, mis on iseloomulik tavalised soolad. Valemiga kompleksi soolad, aluselised, happelised ja kahekordse räägivad iseenda eest umbes spetsiifilisust eksponeeritud keemilised omadused.

Valemiga oksiidid, alused, happed, soolad kajasta keemilisest loomusest kõik esindajad nendest klassidest anorgaanilisi ühendeid ja pealegi annab ülevaate soovitud materjal ja selle füüsikalised omadused. Seetõttu on nende kirjutamise peaks pöörama erilist tähelepanu. Suur hulk erinevaid ühendeid üldiselt pakub meile hämmastav teaduse - keemia. Oksiidid, happed, soolad - on vaid osa tohutu mitmekesisus.