Moderna kemijska znanost je amnogo različitih industrija, a svaka od njih, pored teoretske baze, ima veliku praktičnu važnost, praktičnu. Što god dodirnete, sve oko sebe su proizvodi kemijske proizvodnje. Glavni dijelovi su anorganska i organska kemija. Razmotrimo koje se glavne klase tvari pripisuju anorganskom i kakva svojstva posjeduju.

Glavne kategorije anorganskih spojeva

Za one je uobičajeno uključiti sljedeće:

  1. Oksidi.
  2. Soli.
  3. Baza.
  4. Kiselina.

Svaka od razreda je zastupljena velikomraznih spojeva anorganske prirode i ima značenje u gotovo bilo kojoj strukturi gospodarskih i industrijskih aktivnosti čovjeka. Sve glavne osobine karakteristične za ove spojeve, prirode i primanja, studiraju se u školi kemije, bez uspjeha, u razredima 8-11.

Postoji opći tablica oksida, soli,baze, kiseline, u kojima su predstavljeni primjeri svake od tvari i njihove agregatne države, budući da su u prirodi. Prikazane su i interakcije koje opisuju kemijska svojstva. Međutim, ispitat ćemo svaki od razreda odvojeno i detaljnije.

kiselinske soli kiselinske baze

Skupina spojeva - oksidi

Oksidi su klasa anorganskih spojeva,koji se sastoji od dva elementa (binarni), od kojih je jedan uvijek O (kisik) s niskim stupnjem oksidacije -2, koji stoji na drugom mjestu u empirijskoj formuli supstance. Primjer: N2oh5 CaO i tako dalje.

Oksidi su klasificirani kako slijedi.

I. Neprihvatljivo da tvore soli.

II. Formiranje soli - mogu stvoriti soli (s bazama, amfoternim spojevima, međusobno, kiselinama).

  1. Kisele kiseline - kad uđu u vodu, stvaraju kiseline. Najčešće nastaju nemetali ili metali s visokim CO (stupanj oksidacije).
  2. Glavne - pri ulasku u vodene baze. Oblikovani metalnim elementima.
  3. Amfoterna - pokazuje kiselinsku osnovnu dvostruku prirodu, koja se određuje reakcijskim uvjetima. Stvoreni prijelaznim metalima.
  4. Mješoviti - često se odnose na soli i sastoje se od elemenata u nekoliko stupnjeva oksidacije.

Viši oksid je oksid u kojem je element za oblikovanje u maksimalnom oksidacijskom stanju. Primjer: Te6, Za telluru, maksimalno oksidacijsko stanje je +6, što znači TeO3 je najviši oksid za ovaj element. Periodičkog sistema elemenata za svaku grupu opće la empirijsku formulu prikazuje gornju oksida svih elemenata u grupi, ali samo glavne podskupine. Na primjer, u prvoj skupini elemenata (alkalijski metali) postoji formula oblika R2O, što znači da će svi elementi glavne podskupine ove skupine imati upravo tu formulu višeg oksida. Primjer: Rb2O, Cs2O i tako dalje.

Kada se višak oksida otopi u vodi, dobivamo odgovarajući hidroksid (alkalni, kiselinski ili amfoterni hidroksid).

viši oksid

Karakterizacija oksida

Oksidi mogu postojati u svim agregatnim stanjima u normalnim uvjetima. Većina ih je u krutom kristalnom ili praškastom obliku (CaO, SiO2), neki KO (kiseli oksidi) pojavljuju se u obliku tekućina (Mn2O7), kao i plinovi (NO, NO2). To se objašnjava strukturom kristalne rešetke. Stoga razlika u temperaturi vrenja i taljenja, koja se razlikuje od predstavnika od -2720C do + 70-800C (ponekad veći). Topivost u vodi je drugačija.

  1. Topljivi - osnovna metalni oksidi, poznat kao alkalne, zemno i sva kiselina osim silicijevog oksida (IV).
  2. Netopljivi - amfoterni oksidi, svi ostali bazični i SiO2.

Što oksidi djeluju?

Oksidi, soli, baze, kiseline pokazuju sličnesvojstva. Opća svojstva gotovo svih oksida (osim formiranja bez soli) su sposobnost formiranja različitih soli kao rezultat određenih interakcija. Međutim, za svaku skupinu oksida, njihova specifična kemijska svojstva, reflektirajuća svojstva, su karakteristična.

Svojstva različitih oksidnih skupina
Osnovni oksidi - OOKiseli oksidi - CODvostruki (amfoterni) oksidi - AOOksidi koji ne tvore soli

1. Reakcije vodom: stvaranje alkalija (oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala)

fr2O + voda = 2FrOH

2. Reakcije s kiselinama: stvaranje soli i vode

kiselina + Me+ nO = H2O + sol

3. Reakcije s KO, stvaranje soli i vode

litij oksid + dušikov oksid (V) = 2LiNO3

4. Reakcije, kao rezultat kojih elementi mijenjaju CO

mene+ nO + C = Me0 + CO

1. Reagensna voda: stvaranje kiselina (SiO2 izuzetak)

KO + voda = kiselina

2. Reakcije s bazama:

CO2 + 2CsOH = Cs2CO3 + H2O

3. Reakcije s bazičnim oksidima: stvaranje soli

P2O5 + 3MnO = Mn3(PO3)2

4. OVR reakcije:

CO2 + 2Ca = C + 2CoO,

Dvojni pokazuju svojstva interakciju na temelju kiselina-baza postupkom (s kiseline, lužine, kiseline i bazični oksidi oksida). Voda ne reagira s vodom.

1. S kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina = sol + H2oh

2. S bazama (alkalijama): stvaranje hidroksidnih kompleksa

al2O3 + LiOH + voda = Li [Al (OH)4]

3. Reakcije s kiselim oksidima: priprema soli

FeO + SO2 = FeSO3

4. Reakcije s OO: stvaranje soli, fuzija

MnO + Rb2O = dvostruka sol Rb2MnO2

5. Fuzijske reakcije s karbonatima alkalijskih i alkalijskih metala: stvaranje soli

al2O3 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H2O

Nemojte stvarati kiseline ili lužine. Oni pokazuju vrlo specifična svojstva.

Svaki višak oksida, koji nastaje od metala i bez metala, otapanjem u vodi, daje jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i anorganske kiseline

U klasičnom (ovisno o pozicijama ED - elektrolitički disocijacije - Svante Arrhenius kiselina) - ovog spoja u vodenom mediju tako da odvaja kationa H+ i anioni kiselih ostataka-, Međutim, danas su kiseline temeljito proučene u bezvodnim uvjetima, pa postoji mnogo različitih teorija za hidrokside.

Empirijske formule za okside, baze, kiseline,Soli se sastoje samo od simbola, elemenata i indeksa, što upućuje na njihovu količinu u tvari. Na primjer, anorganske kiseline se izražavaju formulom H+ kiseli ostatak n-, Organska materija ima druguteorijsko kartiranje. Osim empirijski, može se zapisati na njima pune i kondenzira strukturnu formulu koja se pokazuje ne samo sastav i količinu molekula, nego i redoslijed rasporeda atoma, njihove međusobne odnose i glavni funkcionalnu skupinu za karboksilnu kiselinu -COOH.

Anorganske su sve kiseline podijeljene u dvije skupine:

  • anoksični - HBr, HCN, HCL i drugi;
  • Kiseli oksidi (okso kiseline) - HClO3 i sve gdje postoji kisik.

Također, anorganske kiseline su razvrstane postabilnost (stabilna ili stabilna - sve osim ugljena i sumpora, nestabilna ili nestabilna - ugljen i sumpor). Snaga kiseline može biti jaka: sumporna, kloridna, dušična, klorna i druga, a također slaba: sumporovodik, hipoklorid i drugi.

kiselina kemije stupanj 9

Uopće ne nudi takva ponudaorganska kemija. Kiseline, koje su organske prirode, odnose se na karboksilne kiseline. Njihova zajednička značajka je prisutnost funkcionalne skupine -COOH. Na primjer, HNSO (mravlje), CH3COOH (octena kiselina), C17H35COOH (stearički) i drugi.

Postoji niz kiselina, koje su posebno pažljivo istaknute pri razmatranju ove teme u školskom tečaju kemije.

  1. Soli.
  2. Nitratna.
  3. Fosforna.
  4. Hidrobromna kiselina.
  5. Ugljen.
  6. Vodikov jodid.
  7. Sumporna.
  8. Oksid ili etan.
  9. Butan ili ulje.
  10. Benzojeva.

Ove 10 kiselina u kemiji su osnovne tvari odgovarajuće klase, kako u školskom tečaju tako iu industriji i sintezi općenito.

kemijska kiselina

Svojstva anorganskih kiselina

Moraju se pripisati osnovna fizikalna svojstvaPrije svega, različita agregatna država. Uostalom, postoji niz kiselina koje izgledaju kao kristali ili prašci (borni, ortofosforni) u uobičajenim uvjetima. Velika većina poznatih anorganskih kiselina su različite tekućine. Kipuće i tališta također se razlikuju.

Kisele kiseline mogu uzrokovati teške opekline jer imaju silu koja uništava organska tkiva i kožu. Za otkrivanje pokazatelja upotrebe kiseline:

  • metilorange (u uobičajenom mediju - narančasto, u kiselinama - crveno),
  • lakmus (u neutralnom - ljubičasto, u kiselinama - crveno) ili nekim drugim.

Najvažnija kemijska svojstva uključuju sposobnost interakcije s obje jednostavne i složene tvari.

Kemijska svojstva anorganskih kiselina
S onim što su u interakcijiPrimjer reakcije

1. s jednostavnim metalnim tvarima. Pretpostavka: metal stati EHRNM za vodik, kako metala, nakon stajanja vodik, nisu u stanju da se istisne iz kiseline. Reakcijska uvijek oblikovan u obliku plinovitog vodika i soli.

HCL + AL = aluminijev klorid + H2

2. s bazama. Rezultat reakcije je sol i voda. Takve reakcije jakih kiselina s lužinama nazivaju se reakcije neutralizacije.

Bilo koja kiselina (jaka) + topiva baza = sol i voda

3. s amfoternim hidroksidima. Rezultat: sol i voda.

2HNO2 + berilij hidroksid = Be (NO2)2 (srednja sol) + 2H2O

4. S osnovnim oksidima. Rezultat: voda, sol.

2HCL + FeO = željezo klorid (II) + H2O

5. s amfoternim oksidima. Posljednji učinak: sol i voda.

2Hl + ZnO = Znl2 + H2O

6. Soli nastale slabijim kiselinama. Posljednji učinak: sol i slaba kiselina.

2HBr + MgCO3 = magnezijev bromid + H2O + CO2

Kod interakcije s metalima,ne reagiraju sve kiseline. Kemikalije (razred 9) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje takvih reakcija, međutim, i na takav se smatra razina specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline, reakcijom sa metalima.

Hidroksidi: lužine, amfoterne i netopljive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klasetvari imaju zajedničku kemijsku prirodu, zbog strukture kristalne rešetke, kao i međusobnog utjecaja atoma u sastavu molekula. Međutim, ako je moguće dati vrlo određenu definiciju oksida, onda je teže napraviti kiseline i baze.

Kao i kiseline, baze na teoriji ED su tvari koje se mogu razgraditi u metalne katione u vodenoj otopinin + i hidroksilne skupine OH-,

Podijelite kategorije osnove kako slijedi:

  • Topljive ili alkalne (jake baze koje mijenjaju boju indikatora). Stvoreni metalima iz skupine I, II. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (tj. Samo su glavne podskupine uzete u obzir);
  • Niska topljiva ili netopiva (srednja čvrstoća, ne mijenja boju indikatora). Primjer: magnezijev hidroksid, željezo (II), (III) i drugi.
  • Molekularne (slabe baze, u vodenom mediju, reverzibilno disociraju u ionske molekule). Primjer: N2H4 amina, amonijaka.
  • Amfoterni hidroksidi (pokazuju dva osnovna kiselinska svojstva). Primjer: aluminij hidroksid, berilij, cink hidroksid i tako dalje.

baze kemije

Svaka predstavljena skupina studira se na školskom tečaju kemije u sekciji "Foundations". Kemija 8-9 podrazumijeva detaljnu studiju alkalnih i slabo topljivih spojeva.

Glavna svojstva svojstava baze

Sve lužine i slabo topljivi spojevi suu prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istodobno, njihova točka taljenja je općenito niska, a slabo topljivi hidroksidi razgrađuju se zagrijavanjem. Boja baze je drugačija. Ako je alkalni bijeli, tada kristali slabo topivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različite boje. Topivost većine spojeva ove klase može se naći u tablici u kojoj su prikazani oksidi, baze, kiseline, soli, pokazala se njihova topljivost.

Alkalije su u stanju promijeniti boju indikatorakako slijedi: fenolftalein - crven, metilorange - žuta. To se osigurava slobodnom prisutnošću hidroksilnih skupina u otopini. Zato slabo topljive baze takve reakcije ne daju.

Kemijska svojstva svake skupine baze su različita.

Kemijska svojstva
lužineNisko topljive bazeAmfoterni hidroksidi

I. Interakcija s KO (ukupna sol i voda):

2LiOH + SO3 = Li2SO4 + voda

II. Interakcija s kiselinama (sol i voda):

konvencionalne reakcije neutralizacije (vidi kiseline)

III. Interakciju s AO da nastane hidroksid kompleks soli i vode:

2NaOH + Me+ n O = Na2mene+ n O2 + H2O, ili Na2[me+ n (OH)4]

IV. Interakcija s amfoternim hidroksidima s formiranjem hidroksi kompleksnih soli:

Isto kao i kod AO, samo bez vode

V. Interakciju s topljivim solima da se dobiju netopljivi hidroksidi i soli:

3CsOH + feridni klorid (III) = Fe (OH)3 + 3CsCl

VI. Interakcija s cinkom i aluminijem u vodenoj otopini sa stvaranjem soli i vodikom:

2RbOH + 2Al + voda = kompleks s hidroksidnim ionom 2Rb [Al (OH)4] + 3H2

I. Kada se zagrijavaju, mogu se razgraditi:

netopljivi hidroksid = oksid + voda

II. Reakcije s kiselinama (ukupno: sol i voda):

Fe (OH)2 + 2HBr = FeBr2 + voda

III. Interakcija s KO:

mene+ n (OH)n + KO = sol + H2O

I. Reagirajte s kiselinama da se dobije sol i voda:

Bakar (II) hidroksid + 2HBr = CuBr2 + voda

II. Reagirajte s lužinama: ukupno - sol i voda (stanje: fuzija)

Zn (OH)2 + 2CsOH = sol + 2H2O

III. Reagirajte s jakim hidroksidima: rezultat su soli ako je reakcija u vodenoj otopini:

Cr (OH)3 + 3RbOH = Rb3[Cr (OH)6]

Ovo je većina kemijskih svojstava koja pokazuju osnovu. Kemija baza je dovoljno jednostavna i poštuje opće zakone svih anorganskih spojeva.

Klasa anorganskih soli. Klasifikacija, fizikalna svojstva

Na temelju odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim spojevima, u vodenoj otopini koja se disocira u metalne katione, Me+ n i anioni kiselih ostatakan-, Zato možete zamisliti sol. Definicija kemije ne daje jednu, ali to je najtočnije.

Istodobno, u svojoj kemijskoj prirodi, sve su soli podijeljene na:

  • Kiselina (ima kation vodika u sastavu). Primjer: NaHS044.
  • Osnovno (ima u sastavu hidroksilne skupine). Primjer: MgOHNO3, FeOHCL2.
  • Srednja (sastoji se samo od kationa metala i ostataka kiseline). Primjer: NaCL, CaSO4.
  • Dvostruki (uključuju dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl (SO4)3.
  • Kompleksni (hidrokompleksi, akvakompleksi i drugi). Primjer: Za2[Fe (CN)4].

Sol formule odražavaju njihovu kemijsku prirodu, a također govore o kvalitativnom i kvantitativnom sastavu molekule.

formule soli

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različita svojstva topljivosti, što se može vidjeti u odgovarajućoj tablici.

Ako govorimo o agregiranom stanju soli,onda morate primijetiti njihovu monotoniju. Oni postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Shema boja je vrlo raznolika. Rješenja složenih soli, u pravilu, imaju svijetle zasićene boje.

Kemijske interakcije za klasu medijskih soli

Oni imaju slična kemijska svojstva baze, kiseline, soli. Oksidi, kao što smo već vidjeli, nešto se razlikuju od njih u ovom čimbeniku.

Ukupno, postoje četiri glavna tipa interakcija za medijske soli.

I. Interakcija s kiselinama (samo jaka u smislu ED) kako bi se oblikovala sol i još slabu kiselinu:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topljivim hidroksidima s pojavom soli i netopljivih baza:

CuSO4 + 2LiOH = 2LiSO4 topiv u vodi + Cu (OH)2 netopljiva baza

III. Interakcija s drugom topljivom soli da se dobije netopljiva sol i topiva:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima koji stoje u ECHRN lijevo od onoga što čini sol. U tom slučaju metal reagira u normalnim uvjetima ne bi trebao djelovati u interakciji s vodom:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

To su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za medijske soli. Formule soli složenih, bazičnih, dvostrukih i kiselih spojeva govore za sebe specifičnost iskazanih kemijskih svojstava.

kemijski soli kiselinskih baza oksida

Formule oksida, baza, kiselina, soliodražavaju kemijsku suštinu svih predstavnika tih klasa anorganskih spojeva, a također daju i ideju o imenu tvari i njegovim fizičkim svojstvima. Stoga, njihovo pisanje treba obratiti posebnu pažnju. Velika raznolikost spojeva općenito nam nudi nevjerojatnu znanost - kemiju. Oksidi, baze, kiseline, soli - to je samo dio neizmjerne raznolikosti.

</ p>