Oksidit, suolat, emäkset, hapot. Ominaisuudet oksidit, emäkset, hapot, suolat

Moderni kemikaali tiede on monilla eri aloilla, ja jokainen niistä lisäksi teoreettinen viitekehys, on suuri käytännön merkitys, käytännöllinen. Mitä ikinä koskettaa, kaikki ympärillä - tuotteet kemikaalien tuotantoon. Pääosat - on epäorgaaninen ja orgaaninen kemia. Mieti, mitä tärkein yhdisteiden luokkia kutsutaan epäorgaanisia, ja mitä ominaisuuksia niillä on.

Tärkeimmät epäorgaanisia yhdisteitä

Niille hyväksytty seuraavasti:

1. Oksideja.
2. Suolaa.
3. Base.
4. Happoa.

Jokaisessa luokassa edustaa monenlaisia epäorgaanisia yhdisteitä, ja sen arvo käytännöllisesti katsoen mitä tahansa rakennetta, taloudellisen ja teollisen toiminnan mies. Kaikki tärkeimmät ominaisuudet ominaisuus näitä yhdisteitä, ovat luonteeltaan ja saada tutkittu koulun kemian kurssi on pakollinen laadut 8-11.

On yleinen taulukko oksideja, suoloja, emäksiä, happoja, jotka ovat esimerkkejä kustakin aineiden ja niiden olomuodon, joka luonnossa. Osoittaa myös vuorovaikutuksen kuvaavat kemiallisia ominaisuuksia. Kuitenkin harkitsemme Jokaisessa luokassa erikseen ja yksityiskohtaisemmin.

Yhdisteiden ryhmä - oksidien

Oksidit - luokka epäorgaanisten joka koostuu kahdesta osasta (binaarinen), joista yksi on aina O (happi) alemmasta hapetustilassa -2, seisoo toiseksi empiirinen kaava yhdisteen. Esimerkki: N _{2 O-5,} CaO ja niin edelleen.

Oksidit luokitellaan seuraavasti.

I. Nesoleobrazuyuschie - ei kykene muodostamaan suoloja.

II. Suolaa muodostavia - kykenevät muodostamaan suoloja (emästen kanssa, amfoteeriset yhdisteet keskenään hapot).

1. Happo - kun laittaa veteen muodostaen happoja. Epämetalliatomeja usein muodostettu tai metalleja, joilla on suuri CO (hapetus).
2. Key - muodossa tukikohtaan vesi tulee. Muodostunut metalli elementti.
3. Amfoteeriset - osoittavat happo-emäs kaksinkertainen luonne, joka määräytyy reaktio-olosuhteissa. Muodostettu siirtymämetalliin.
4. Mixed - viittaavat usein suoloja ja muodostetaan elementtejä useissa hapetustiloja.

Suurempi oksidi - on oksidi, jossa muodostava elin on suurin hapetustilassa. Esimerkki: Te ^_+6. Ja telluurin suurimman hapetustilassa +6, se tarkoittaa TeO ₃ - suurempi oksidi Tämän elementin. Jaksollisen järjestelmän elementtien kunkin ryhmän allekirjoitettu yleinen empiirinen kaava, joka esittää ylemmän oksidi kaikkien elementtien ryhmän, mutta vain tärkeimmät alaryhmä. Esimerkiksi, ensimmäinen ryhmä elementtejä (alkalimetallit) on kaava lomakkeen R _2: lla, mikä osoittaa, että kaikki elementit tärkein alaryhmän tässä ryhmässä olisi tällainen kaava on suurempi oksidi. Esimerkki: Rb ₂ O, Cs _2: lla ja niin edelleen.

saadaan vastaava hydroksidi Suuremmilla oksidi liuotettiin veteen (alkali, happo tai amfoteerisen hydroksidi).

ominaisuudet oksidit

Oksidit voivat esiintyä missä tahansa olomuodon tavallisissa olosuhteissa. Useimmat niistä on kiinteässä kiteisessä tai jauhemaisessa muodossa (CaO, SiO ₂₎ noin CO (happo oksideja) löytyy muodossa nesteiden (Mn _{2O 7)} ja kaasun (NO, NO _2). Tämä johtuu siitä, että kidehilan rakenteen. Näin ollen ero kiehumispisteet ja sulamispisteet, jotka vaihtelevat eri edustajien -272 ⁰ C: sta 70-80 ⁰ C: seen (ja joskus korkeampia). Liukoisuus veteen vaihtelee.

1. Liukeneva - perus metallioksidit, tunnettu emäksinen, maa-alkali-, ja kaikki muu aminohappo kuin piioksidia (IV).
2. Liukenemattomia - auksiliaariset, kaikki perus- ja _SiO2.

Mitä oksidit reagoivat?

Oksidit, suolat, emäkset, hapot osoittavat samankaltaisia ominaisuuksia. Yleiset ominaisuudet lähes kaikki oksidien (paitsi nesoleobrazuyuschih) - tämä kyky seurauksena erityistä vuorovaikutusta, jolloin muodostuu eri suoloja. Kuitenkin kunkin ryhmän oksidien tyypillisiä niiden erityiset kemialliset ominaisuudet heijastavat ominaisuudet.

Ominaisuuksia eri ryhmien oksideja

Basic oksidit - TOE	Hapan oksidit - CO	Dual (amfoteeriset) oksidi - AO	Oksidit eivät muodosta suoloja
1. Reaktiot vedellä: muodostumista emäkset (oksidien alkali- ja maa-alkalimetallien) Fr 2O + vesi = 2FrOH 2. Reaktiot hapon kanssa: suolojen muodostuminen ja veden happo + Me + n O = H 2 O + suolaa 3. Reaktio CO, suolojen muodostukseen ja veden litiumoksidia + typen oksidien (V) = 2LiNO 3 4. Reaktiot jolloin elementit muuttuvat CO Me + n O + C = Me + CO 0	1. Reagenssi vesi: happo muodostumista (SiO 2 lukuun ottamatta) CO + vesi = happo 2. Reaktiot emästen kanssa: CO 2 + 2CsOH = Cs 2CO 3 + H 2O 3. Reaktiot perus oksidien: suolanmuodostus P 2O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2 4. Vastaukset OVR: CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,	Niillä on kaksi ominaisuudet vuorovaikutuksessa perusteella happo-emäs-menetelmä (happojen, alkalien, perus- oksideja ja hapon oksideja). Koska vesi ei joudu kosketuksiin. 1. hapon: suolojen muodostuminen ja veden AO + happo = suolaa + H 2 O 2. emäkset (alkali): muodostumista hydroxo Al 2O 3 + LiOH + vesi = Li [AI (OH) 4] 3. Reaktio happamien oksidien: Suolojen valmistus FeO + SO 2 = FeSO 3 4. Reaktio GA: suolojen muodostumiseen fuusio MnO + Rb 2O = Rb 2 kahden suolaa MnO 2 5. Reaktiot fuusio emäksiä ja alkalimetallikarbonaatit, kuten suolat muodostumisen Al 2O 3 +: ssa 2 LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O	Muodostavat ei happoja tai emäksiä. Omaavat tiettyjä ominaisuuksia suppeasti.

Kukin ylempi oksidi muodostettu metallia ja Epämetalli, liuotetaan veteen, antaa vahvan hapon tai alkalin.

Orgaaniset hapot ja epäorgaaniset

Klassisen äänen (joka perustuu DE-asemissa - elektrolyyttinen dissosiaatio - Svante Arrhenius happo) - tämän yhdisteen vesipitoisessa väliaineessa erottaa H ⁺ kationit ja anionit happo tähteet An ^-. Nykyään kuitenkin, huolellisesti tutkittu happo ja vedettömissä olosuhteissa, niin on olemassa monia erilaisia teorioita siitä, hydroksidit.

Empiirinen kaava oksidit, emäkset, hapot, suolat lisätään vain symbolien elementtien ja indeksit osoittaa niiden määrää ainetta. Esimerkiksi epäorgaaniset hapot voidaan esittää kaavalla H ⁺ happotähde ^n-. Orgaaniset aineet ovat erilaisia teoreettisia kartoitus. Lisäksi empiirinen, voidaan kirjoittaa niihin koko ja kondensoidut rakennekaava, joka heijastaa paitsi koostumus ja määrä molekyylien, mutta järjestys atomien ryhmitystä, niiden suhteesta toisiinsa ja tärkein funktionaalinen ryhmä karboksyylihappoja -COOH.

Kaikki epäorgaaniset hapot on jaettu kahteen ryhmään:

• hapettomat - HBr, HCN, HCL ja muut;
• happi (okso hapot) - HClO ₃ ja kaikki, joissa on happea.

Myös epäorgaaniset hapot luokiteltu vakautta (vakaa tai vakaa - kaikki paitsi hiilihapon ja rikkipitoisia, haihtuva tai epävakaa - ja rikkipitoista hiiltä). Voimasta vahvojen happojen voi olla: rikki-, kloorivety-, typpi-, perkloori-, ja muut, sekä heikko: vety sulfidin hypokloorihapoke ja muut.

Se ei ole niin monia on orgaanisen kemian. Hapot, jotka ovat orgaanisia luonteeltaan, ovat karboksyylihapot. Niiden yhteinen piirre - läsnäolo funktionaalisen ryhmän COOH. Esimerkiksi, HCOOH (muurahaishappo), _CH3COOH (etikkahappo), C ₁₇ H ₃₅ COOH (steariinihappo) ja muut.

On olemassa useita happoja, jossa keskitytään erityisen huolellisesti, kun otetaan huomioon tästä aiheesta koulun kemian kurssin.

1. Suolaa.
2. Typpihapon.
3. Fosfori-.
4. Bromivetyhappo.
5. Hiili.
6. Jodivety-.
7. Rikki-.
8. Etikkahappoa tai etaania.
9. Butaania tai öljyä.
10. Bentsoehappo.

10 Nämä hapot ovat keskeisiä kemian vastaavat aineet luokan kurssia, ja yleisesti teollisuudessa ja synteeseissä.

Ominaisuudet epäorgaanisten happojen

Tärkeimmät fysikaaliset ominaisuudet on katsottava johtuvan ensisijaisesti eri aggregaatiotila. Itse asiassa on olemassa useita happoja, joiden kiteiden muodossa tai jauheiden (boori-, fosfori-) tavanomaisissa olosuhteissa. Valtaosa tunnettuja epäorgaanisia happoja on eri nestettä. Kiehuvat ja sulamislämpötilat myös vaihdella.

Happo voi aiheuttaa vakavia palovammoja, koska niillä on voima tuhoaa orgaanisia kudosten ja ihon. Havaitsemiseen käytettyjen happojen indikaattorien:

• metyyli oranssi (tavalliseen ympäristöön - oranssi happo - punainen)
• Litmus (neutraalissa - violetti happamassa - punainen) tai muut.

Tärkeimmät kemialliset ominaisuudet ovat kyky olla vuorovaikutuksessa sekä yksinkertaisia ja monimutkaisia yhdisteitä.

Kemiallisia ominaisuuksia epäorgaanisten happojen

mitä vuorovaikutuksessa	Esimerkiksi reaktion
1. yksinkertainen-aine metalleja. Edellytys: metalli täytyy seistä EHRNM vety, niin kuin metallit, vety seisomisen jälkeen, eivät kykene syrjäyttämään se haposta. Reaktion muodostuu aina muodossa vetykaasun ja suolaa.	HCL + AL = alumiinikloridia + H 2
2. emäksiä. Tulos Reaktion ovat suolan ja veden. Tällaisia reaktioita vahvojen happojen kanssa emäkset kutsutaan neutralointireaktiot.	Mikä tahansa happo (voimakas) = + vesiliukoisten emästen suolaa ja vettä
3. amfoteeriset hydroksidit. Yhteensä: suola ja vesi.	2 + 2HNO beryllium hydroksidi = Be (NO 2) 2 (keskiarvo suola) + 2H 2O
4. Peruskoulutuksen oksideja. Yhteensä: vesi, suola.	2HCI + FeO = rautakloridi (II) + H 2O
5. auksiliaariset. Yhteensä vaikutus: suola ja vesi.	2HI + ZnO = Znl2 + H 2 O
6. suolat, jotka muodostetaan heikompien happojen. Yhteensä vaikutus: suola ja heikko happo.	2HBr + MgCO 3 = magnesiumbromidi + H 2O + CO 2

Kun vuorovaikutuksessa metallit reagoivat samalla tavalla kaikki hapot. Kemikaalit (luokka 9) koulussa liittyy hyvin matala tutkimus Tällaisten reaktioiden, kuitenkin, ja sellaisella tasolla, pidetään erityiset ominaisuudet konsentroitiin typpi- ja rikkihapon, reaktiolla metallien kanssa.

Hydroksidit: alkali, ja liukenematon amfoteeriset emäkset

Oksidit, suolat, emäkset, hapot, - kaikki nämä aineen luokista on yhteinen kemiallinen luonne kidehilan rakenne on selitetty, ja keskinäinen vaikutus atomien molekyylien. Kuitenkin, jos se oli mahdollista antaa erittäin tarkan määritelmän oksidi, sitten happo ja emäs tehdä vaikeampaa.

Aivan kuten happoja, emäksiä teorian ED ovat aineita, jotka voivat hajota vesipitoisessa liuoksessa metallikationien Me ^{n +} ja anionit gidroksogrupp OH ^-.

Jaettuna pohja luokka seuraavasti:

• Liukoinen tai alkalia (vahva emäs mittarit muuttavat väriä). Muodostunut metalli I, II ryhmää. Esimerkki: KOH, NaOH, LiOH: ta (eli merkitään vain tärkeimmät alkuaineet);
• Huonosti liukeneva tai liukenematon (keskivahva, eivät muuta väriä indikaattorit). Esimerkki: magnesiumhydroksidi, rauta (II), (III), ja muut.
• Molekyyli- (heikko emäs vesiväliaineeseen reversiibelisti dissosioituvat ioneiksi molekyyliin). Esimerkki: N ₂ H _4, amiineja, ammoniakkia.
• Amfoteeriset hydroksidit (dual osoittavat emäs-happo ominaisuudet). Esimerkki: alumiinihydroksidi, beryllium, sinkki ja niin edelleen.

Jokainen ryhmä esitti opiskeli koulun aikana kemian "syistä". Kemia luokka 8-9 sisältää yksityiskohtaisen tutkimuksen hieman liukoisten yhdisteiden ja emäksiä.

Tärkeimmät ominaispiirteet syistä

Kaikki alkali- ja liukoinen luonnossa esiintyvät yhdisteet kiinteässä kiteisessä tilassa. Sulamislämpötila niiden tavallisesti alhainen, ja huonosti liukeneva hydroksidit hajoavat kuumennettaessa. Väri eri perustein. Jos alkali valkoisia kiteitä niukkaliukoisen molekyyliperusta voivat olla hyvin erilaisia värejä. Liukoisuutta useimmat tämän luokan yhdisteiden voidaan nähdä taulukosta, jossa esitetään kaavan oksidit, emäkset, hapot, suolat, niiden liukoisuus on esitetty.

Emäkset voidaan muuttaa väriä indikaattoreita seuraavasti: fenoliftaleiinia - purppuranpunainen, metyyli oranssi - keltainen. Tämä on varmistettu, että läsnä gidroksogrupp vapaana liuoksessa. Sen vuoksi on huonosti liukeneva emäksen, kuten reaktiot eivät anna.

Kemialliset ominaisuudet kunkin ryhmän eri perustein.

kemialliset ominaisuudet
emäkset	niukkaliukoinen emäkset	amfoteeriset hydroksidit
I saatetaan reagoimaan CO (yhteensä -hydrochloric ja vesi): Ssa 2 LiOH + SO 3 = Li 2SO 4 + vesi II. Saatetaan reagoimaan hapon (suola ja vesi): tavanomainen neutraloitumisreaktio (ks hapot) III. Vuorovaikutuksessa AO muodostamiseksi hydroxo suolaa ja vettä: 2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2O, tai Na 2 [Me + n (OH) 4] IV. Vuorovaikutuksessa amfoteeriset hydroksidit muodostamaan suoloja gidroksokompleksnyh: Sama kuin AD, mutta ilman vettä V. reagoida vesiliukoisten suolojen muodostaa liukenemattomia hydroksideja ja suolat: 3CsOH + rauta (III) kloridin = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI. Vuorovaikutuksessa sinkin ja alumiinin vesiliuokseen muodostamaan suoloja ja vety: 2RbOH + 2AI + vesi = kompleksoitu hydroksidi-ionin 2Rb [AI (OH) 4] + 3H 2	I. Kuumennettaessa hajoavuus: = Liukenematonta hydroksidia oksidi + vesi II. Reaktiot hapolla (yhteensä: suola ja vesi): Fe (OH) 2 + 2HBr = FeBr2 + vesi III. Vuorovaikutuksessa CO: Me + n (OH) n + G = CO + H 2 O	I. Ne reagoivat happojen kanssa muodostaen suoloja ja vettä: Hydroksidi, kupari (II) + 2HBr = CuBr 2 + vesi II. Se alkalien kanssa reagoivaa: yhteensä - Suola ja vesi (ehto: fuusio) Zn (OH) 2 + 2CsOH = G + 2H 2O III. Reagoida voimakkaasti hydroksidien: tulos - suolaa, jos reaktio tapahtuu vesiliuoksessa: Op (OH) 3 + 3RbOH = Rb 3 [op (OH) 6]

Tämä on suurimman osan kemiallisia ominaisuuksia, että jalusta. Kemia emäkset on yksinkertainen ja tottelee yleisiä lakeja epäorgaanisia yhdisteitä.

Luokka epäorgaanisia suoloja. Luokitus, fysikaaliset ominaisuudet

Sijainnin perusteella ED, epäorgaanisia suoloja voidaan mainita yhdisteet vesiliuoksessa erottaa metallikationien Me ^{+ n} anioneja ja anioneja ^N-. Joten voitte kuvitella suolaa. Määritys Kemiallisten tarjoaa ole yksi, mutta tämä on tarkin.

Tässä tapauksessa, niiden kemiallisen luonteen, kaikki suolat jaetaan:

• Hapan (jossa on kationeja, jonka muodostavat vety). Esimerkki: NaHSO _4.
  
• Key (saatavana osana gidroksogrupp). Esimerkki: MgOHNO _3, FeOHCL _2.
• Keskimääräinen (koostuu vain metallikationi ja happotähde). Esimerkki: NaCl, CaSO _4.
• Dual (sisältää kaksi eri metallikationin). Esimerkki: NaAl (SO _{4) 3.}
• Complex (hydroxo, aqua kompleksit ja muut). Esimerkki: K ₂ [Fe (CN) _4].

Kaavan suolat heijastavat niiden kemiallisesta luonteesta, samoin kuin puhua laadullinen ja määrällinen koostumus molekyylin.

Oksidit, suolat, emäkset, hapot ovat eri kyky liukoisuutta, jota voidaan tarkastella vastaaviin taulukossa.

Jos puhumme olomuodon suolojen, on tarpeen tarkkailla yksitoikkoisuus. Ne ovat olemassa vain kiinteitä, kiteisiä tai jauheena. Värialueen on hyvin erilaisia. Ratkaisut kompleksisuolojen yleensä kirkkaita kyllästetyllä värejä.

Kemiallinen vuorovaikutus luokan suolaelatusaineessa

On samankaltaiset kemialliset ominaisuudet emäksen, suolat. Oksideja, kuten olemme jo keskustelleet, ovat hieman erilaisia kuin ne tässä tekijä.

Kaikki voidaan tunnistaa 4 perustyyppiä vuorovaikutusten keskikokoisille suoloja.

I. Vuorovaikutus happojen (vain vahva mitattuna DE) muodostamiseksi toiseksi suolaksi ja heikon hapon:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktioita hydroksidien ulkonäkö liukoisten suolojen ja liukenematonta emäksistä:

CuSO ₄ +: ssa 2 LiOH = 2LiSO _{liukoista suolaa 4} + Cu (OH) _{2 liukenemattoman perusaineen}

III. Vuorovaikutus muiden liukoista suolaa muodostaen liukenemattoman ja vesiliukoiset suolat:

PbCI ₂ + Na _2S = PbS + 2NaCL

IV. Reaktioita metallia, päin vasemmalle EHRNM, joka muodostaa suolan. Tässä tapauksessa tuleva metalli ei saa reagoida tavallisissa olosuhteissa reagoimaan veden kanssa:

Mg + 2AgCL = _MgCl2 + 2Ag

Nämä ovat tärkeimmät vuorovaikutuksia, jotka ovat ominaisia normaalit suolat. Kaavan monimutkainen suolat, emäkset, hapot ja kaksinkertainen puhuvat puolestaan noin spesifisyyden osoitti kemialliset ominaisuudet.

Kaavan oksidit, emäkset, hapot, suolat heijastavat kemiallista luonnetta kaikkien edustajien näiden luokkien epäorgaanisia yhdisteitä, ja lisäksi antaa käsitys otsikon materiaalia ja sen fysikaaliset ominaisuudet. Siksi niiden kirjoittaminen olisi kiinnitettävä erityistä huomiota. Valtava erilaisia yhdisteitä yleensä tarjoaa meille uskomattoman tiede - kemia. Oksidit, hapot, suolat, - on vain osa valtava monimuotoisuus.