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

2024 Autor: Angel Austin | [email protected]. Zadnja izmjena: 2024-01-18 04:00

Savremena hemijska nauka je raznovrsna industrija, a svaka od njih, pored teorijske osnove, ima veliki praktični značaj. Šta god da dodirnete, sve okolo su proizvodi hemijske proizvodnje. Glavne sekcije su neorganska i organska hemija. Hajde da razmotrimo koje su glavne klase supstanci klasifikovane kao neorganske i koja svojstva imaju.

Glavne kategorije neorganskih jedinjenja

Uobičajeno je uključiti sljedeće:

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

Svaka od klasa je predstavljena širokim spektrom spojeva neorganske prirode i važna je u gotovo svakoj strukturi ljudske ekonomske i industrijske aktivnosti. Sva glavna svojstva karakteristična za ova jedinjenja, koja se nalaze u prirodi i dobijaju, izučavaju se bez greške u školskom kursu hemije, od 8. do 11. razreda.

Postoji opšta tabela oksida, soli, baza, kiselina, koja daje primere svake od supstanci i njihovog stanja agregacije upriroda. Takođe pokazuje interakcije koje opisuju hemijska svojstva. Međutim, razmotrićemo svaku od klasa posebno i detaljnije.

Grupa jedinjenja - oksidi

Oksidi su klasa neorganskih jedinjenja koja se sastoje od dva elementa (binarni), od kojih je jedan uvek O (kiseonik) sa najnižim stepenom oksidacije -2, što je na drugom mestu u empirijskoj formuli supstance. Primjer: N₂O_5, SaO i tako dalje.

Oksidi su klasifikovani kako slijedi.

I. Ne stvara soli - ne može formirati soli.

II. Formiranje soli - može formirati soli (sa bazama, amfoternim jedinjenjima, međusobno, kiselinama).

1. Kiseli - kada se ispuste u vodu, formiraju kiseline. Nastaju od nemetala najčešće ili metala sa visokim CO (oksidaciono stanje).
2. Basic - kada se puste u vodu, formiraju baze. Formirano od metalnih elemenata.
3. Amfoterno - pokazuje kiselo-baznu dualnu prirodu, koja je određena reakcionim uslovima. Formirano od prelaznih metala.
4. Mješoviti - često se odnose na soli i formirani su od elemenata u nekoliko oksidacijskih stanja.

Najviši oksid je oksid u kojem je formirajući element u maksimalnom oksidacionom stanju. Primjer: Te⁺⁶. Za telur, maksimalno stanje oksidacije je +6, što znači TeO₃je najviši oksid za ovaj element. U periodičnom sistemu, ispod svake grupe elemenata, potpisuje se opšta empirijska formula koja odražava najviši oksid za sveelementi koji su u ovoj grupi, ali samo glavna podgrupa. Na primjer, pod prvom grupom elemenata (alkalni metali) postoji formula oblika R₂O, što znači da će svi elementi glavne podgrupe u ovoj grupi imati upravo takve formula višeg oksida. Primjer: Rb₂O, Cs₂O i tako dalje.

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

Karakterizacija oksida

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

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

S čim oksidi djeluju?

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

Svojstva različitih grupa oksida

Bazni oksidi - OO	Oksidi kiseline - KO	Dvojni (amfoterni) oksidi - AO	Oksidi koji ne stvaraju soli
1. Reakcije sa vodom: formiranje alkalija (oksida alkalnih i zemnoalkalnih metala) Fr2O + voda=2FrOH 2. Reakcije sa kiselinama: stvaranje soli i vode acid + Me+nO=H2O + sol 3. Reakcije sa KO, formiranje soli litijum oksid + azot oksid (V)=2LiNO3 4. Reakcije u kojima se elementi mijenjaju CO Me+nO + C=Me0 + CO	1. Reagens voda: formiranje kiseline (SiO2izuzetak) KO + voda=kiselina 2. Reakcije sa bazama: CO2 + 2CsOH=Cs2CO3 + H 2O 3. Reakcije sa bazičnim oksidima: formiranje soli P2O5 + 3MnO=Mn3(PO 3)2 4. OVR reakcije: CO2 + 2Ca=C + 2CaO,	Pokaži dvojna svojstva, interakciju prema principu acido-bazne metode (sa kiselinama, alkalijama, bazičnim oksidima, kiselinskim oksidima). Ne stupaju u interakciju s vodom. 1. Sa kiselinama: stvaranje soli i vode AO + kiselina=sol + H2O 2. Sa bazama (alkalijama):formiranje hidrokso kompleksa Al2O3 + LiOH + voda=Li[Al(OH)4 3. Reakcije sa kiselim oksidima: dobijanje soli FeO + SO2=FeSO3 4. Reakcije sa RO: stvaranje soli, fuzija MnO + Rb2O=dvostruka sol Rb2MnO2 5. Reakcije fuzije sa alkalijama i karbonatima alkalnih metala: stvaranje soli Al2O3 + 2LiOH=2LiAlO2 + H 2O	Ne stvarajte ni kiseline ni baze. Pokažite vrlo specifična svojstva.

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

Organske i neorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na osnovu pozicija ED - elektrolitička disocijacija - Svante Arrhenius), kiseline su jedinjenja koja se u vodenom mediju disociraju na katjone H⁺ i anjone kiseli ostaci An -^{. Danas su, međutim, kiseline pažljivo proučavane u bezvodnim uslovima, tako da postoji mnogo različitih teorija za hidrokside.}

Empirijske formule oksida, baza, kiselina, soli sastoje se samo od simbola, elemenata i indeksa koji ukazuju na njihovu količinu u tvari. Na primjer, neorganske kiseline se izražavaju formulom H⁺kiselinski ostatak ^n-. Organske supstance imaju drugačije teorijsko mapiranje. Pored empirijske, za njih je moguće zapisati punu i skraćenu strukturnu formulu, koja će odražavati ne samosastav i količina molekula, ali i red atoma, njihov međusobni odnos i glavna funkcionalna grupa za karboksilne kiseline -COOH.

U neorganskim, sve kiseline su podijeljene u dvije grupe:

• bez kiseonika - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadrže kiseonik (oksokiseline) - HClO₃i sve gde ima kiseonika.

Također, neorganske kiseline se klasifikuju prema stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljene i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljene i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporna, hlorovodonična, azotna, hlorna i druge, kao i slabe: sumporovodikova, hipohlorna i druge.

Organska hemija uopšte ne nudi takvu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode su karboksilne kiseline. Njihova zajednička karakteristika je prisustvo funkcionalne grupe -COOH. Na primjer, HCOOH (antibio), CH₃COOH (octeni), C₁₇H₃₅COOH (stearic) i drugi.

Postoje brojne kiseline koje se posebno pažljivo naglašavaju kada se ova tema razmatra na školskom kursu hemije.

1. Sol.
2. Azot.
3. Orthofosforna.
4. Hydrobromic.
5. ugalj.
6. Hydroiodic.
7. Sumporna.
8. Ocet ili etan.
9. Butan, ili ulje.
10. Benzoine.

Ovih 10 kiselina u hemiji su osnovne supstance odgovarajuće klase kako u školskom kursu tako i općenito u industriji i sintezi.

Svojstva neorganskih kiselina

Glavna fizička svojstva treba prvenstveno pripisati različitom stanju agregacije. Na kraju krajeva, postoji niz kiselina koje u normalnim uslovima imaju oblik kristala ili praha (borne, ortofosforne). Velika većina poznatih anorganskih kiselina su različite tekućine. Tačke ključanja i topljenja također variraju.

Kiseline mogu izazvati teške opekotine, jer imaju moć da unište organsko tkivo i kožu. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

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

Najvažnija hemijska svojstva uključuju sposobnost interakcije sa jednostavnim i složenim supstancama.

Hemijska svojstva neorganskih kiselina

S čime oni komuniciraju	Primjer reakcije
1. sa jednostavnim metalima. Obavezni uslov: metal mora stajati u ECHRNM prije vodonika, jer metali koji stoje poslije vodonika nisu u stanju da ga istisnu iz sastava kiselina. Reakcija uvijek proizvodi vodonik i sol.	HCL + AL=aluminijum hlorid + H2
2. Sa razlozima. Rezultat reakcije su sol i voda. Slične reakcije jakih kiselina sa alkalijama nazivaju se reakcije neutralizacije.	Bilo kojikiselina (jaka) + rastvorljiva baza=so i voda
3. sa amfoternim hidroksidima. Ishod: sol i voda.	2HNO2 + berilijum hidroksid=Be(NO2)2 (srednja sol) + 2H2O
4. sa bazičnim oksidima. Ishod: voda, sol.	2HCL + FeO=željezo(II) hlorid + H2O
5. sa amfoternim oksidima. Konačni efekat: sol i voda.	2HI + ZnO=ZnI2 + H2O
6. Sa solima koje nastaju slabijim kiselinama. Konačni efekat: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO3=magnezijum bromid + H2O + CO2

Kada su u interakciji sa metalima, ne reaguju sve kiseline na isti način. Hemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje takvih reakcija, međutim, čak i na ovom nivou, uzimaju se u obzir specifična svojstva koncentrovane dušične i sumporne kiseline u interakciji s metalima.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne i nerastvorljive baze

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

Baz kao i kiseline, prema ED teoriji, baze su supstance koje se mogu razgraditi na metalne katjone u vodenom rastvoruMeⁿ⁺i anjoni hidrokso grupa OH^-.

Kategorizuj baze na sljedeći način:

• Rastvorljivo ili alkalno (jake baze koje mijenjaju boju indikatora). Nastaje od metala I, II grupe. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (tj. uzimaju se u obzir samo elementi glavnih podgrupa);
• Slabo rastvorljiv ili nerastvorljiv (srednje jačine, ne menjajte boju indikatora). Primjer: magnezijum hidroksid, željezo (II), (III) i drugi.
• Molekularno (slabe baze, reverzibilno disociraju na jone-molekule u vodenom mediju). Primjer: N₂H_4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (pokazuju dvostruka svojstva bazične kiseline). Primjer: hidroksid aluminija, berilijuma, cinka i tako dalje.

Svaka predstavljena grupa se izučava u školskom kursu hemije u sekciji "Osnove". Hemija 8-9 razreda uključuje detaljno proučavanje alkalija i teško rastvorljivih jedinjenja.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve alkalije i teško rastvorljiva jedinjenja nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istovremeno, njihove tačke topljenja su po pravilu niske, a slabo rastvorljivi hidroksidi se raspadaju pri zagrevanju. Osnovna boja je drugačija. Ako su lužine bijele, onda kristali teško topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Rastvorljivost većine jedinjenja ove klase može se videti u tabeli koja predstavlja formule oksida, baza, kiselina, soli, pokazuje njihovu rastvorljivost.

Alkalismogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - malina, metilnarandžasta - žuta. To je osigurano slobodnim prisustvom hidrokso grupa u otopini. Zato slabo rastvorljive baze ne daju takvu reakciju.

Hemijska svojstva svake grupe baza su različita.

Hemijska svojstva
Alkali	Slabo rastvorljive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s KO (ukupno - sol i voda): 2LiOH + SO3=Li2SO4 + voda II. Reakcija sa kiselinama (sol i voda): konvencionalne reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. Interakcija sa AO da bi se formirao hidroksokopleks soli i vode: 2NaOH + Me+n O=Na2Me +n O2 + H2O, ili Na2[Me +n (OH)4 IV. U interakciji s amfoternim hidroksidima formiraju hidrokso kompleksne soli: Isto kao AO ali bez vode V. Reaguje sa rastvorljivim solima kako bi se formirali nerastvorljivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezo(III) hlorid=Fe(OH)3 + 3CsCl VI. Interakcija sa cinkom i aluminijumom u vodenom rastvoru da nastane soli i vodik: 2RbOH + 2Al + voda=kompleks sa hidroksidnim jonom 2Rb[Al(OH)4] + 3H2	I. Može se raspasti kada se zagrije: nerastvorljivi hidroksid=oksid+ voda II. Reakcije sa kiselinama (ukupno: sol i voda): Fe(OH)2 + 2HBr=FeBr2 + voda III. Interakcija s KO: Me+n (OH) + KO=sol + H2O	I. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda: Bakar (II) hidroksid + 2HBr=CuBr2 + voda II. Reakcija sa alkalijama: rezultat - sol i voda (stanje: fuzija) Zn(OH)2 + 2CsOH=sol + 2H2O III. Reakcija sa jakim hidroksidima: rezultat su soli, ako se reakcija odvija u vodenom rastvoru: Cr(OH)3 + 3RbOH=Rb3[Cr(OH)6

Ovo su najveća hemijska svojstva koja baze pokazuju. Hemija baza je prilično jednostavna i poštuje opšte zakone svih neorganskih jedinjenja.

Klasa neorganskih soli. Klasifikacija, fizička svojstva

Na osnovu odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim jedinjenjima koja se disociraju u vodenoj otopini na metalne katjone Me⁺ⁿ i anjone kiselih ostataka An ^{n-. Dakle, možete zamisliti sol. Hemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtačnija.}

U isto vrijeme, prema svojoj hemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kiseli (sadrži vodonik kation). Primjer: NaHSO_4.
• Basic (koji ima hidrokso grupu). Primjer: MgOHNO₃, FeOHCL_2.
• Medium (sastoji se samo od metalnog katjona i ostatka kiseline). Primjer: NaCL,CaSO_4.
• Dvostruko (uključuje dva različita metalna katjona). Primjer: NaAl(SO₄)_3.
• kompleks (hidroksokompleksi, akvakompleksi i drugi). Primjer: K₂[Fe(CN)₄].

Formule soli odražavaju njihovu hemijsku prirodu, a govore i o kvalitativnom i kvantitativnom sastavu molekula.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različitu rastvorljivost, što se može videti u odgovarajućoj tabeli.

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

Hemijske interakcije za klasu srednjih soli

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

Ukupno, postoje 4 glavne vrste interakcija za srednje soli.

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

KCNS + HCL=KCL + HCNS

II. Reakcije sa rastvorljivim hidroksidima za stvaranje soli i nerastvorljivih baza:

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

III. Reakcija sa drugom rastvorljivom soli da nastane nerastvorljiva i rastvorljiva so:

PbCL₂ + Na₂S=PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima lijevo od onog koji tvori sol u EHRNM-u. U ovom slučaju, metal koji reaguje ne bi trebao, u normalnim uslovima, stupiti u interakciju sa 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 hemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju hemijsku suštinu svih predstavnika ovih klasa neorganskih jedinjenja, a osim toga daju ideju o nazivu supstance i njenim fizičkim svojstvima. Stoga posebnu pažnju treba posvetiti njihovom pisanju. Ogroman izbor jedinjenja nudi nam generalno neverovatnu nauku - hemiju. Oksidi, baze, kiseline, soli - ovo je samo dio velike raznolikosti.