АдукацыяСярэднюю адукацыю і школы

Аксіды, солі, падставы, кіслоты. Ўласцівасці аксідаў, падстаў, кіслот, соляў

Сучасная хімічная навука ўяўляе сабой мноства разнастайных галін, і кожная з іх, акрамя тэарэтычнай базы, мае вялікае прыкладное значэнне, практычнае. Чаго ні дакраніся, усё вакол - прадукты хімічнай вытворчасці. Галоўныя раздзелы - гэта неарганічная і арганічная хімія. Разгледзім, якія асноўныя класы рэчываў адносяць да неарганічным і якімі ўласцівасцямі яны валодаюць.

Галоўныя катэгорыі неарганічных злучэнняў

Да такіх прынята адносіць наступныя:

  1. Аксіды.
  2. Солі.
  3. Падставы.
  4. Кіслаты.

Кожны з класаў прадстаўлены вялікім разнастайнасцю злучэнняў неарганічнай прыроды і мае значэнне практычна ў любой структуры гаспадарчай і прамысловай дзейнасці чалавека. Усе галоўныя ўласцівасці, характэрныя для гэтых злучэнняў, знаходжанне ў прыродзе і атрыманне вывучаюцца ў школьным курсе хіміі ў абавязковым парадку, у 8-11 класах.

Існуе агульная табліца аксідаў, соляў, падстаў, кіслот, у якой прадстаўлены прыклады кожнага з рэчываў і іх агрэгатны стан, знаходжанне ў прыродзе. А таксама паказаныя ўзаемадзеяння, якія апісваюць хімічныя ўласцівасці. Аднак мы разгледзім кожны з класаў асобна і больш падрабязна.

Група злучэнняў - аксіды

Аксіды - гэта клас неарганічных злучэнняў, якія складаюцца з двух элементаў (бінарных), адзін з якіх заўсёды Аб (кісларод) з ніжэйшай ступенню акіслення -2, які стаіць на другім месцы ў эмпірычнай формуле рэчывы. Прыклад: N 2 Аб 5, САО і гэтак далей.

Аксіды класіфікуюцца наступным чынам.

I. Несолеобразующие - не здольныя ўтвараць солі.

II. Солеобразующие - здольныя ўтвараць солі (з падставамі, амфатэрнасць злучэннямі, адзін з адным, кіслотамі).

  1. Кіслотныя - пры трапленні ў ваду ўтвараюць кіслаты. Ўтвораны неметаламі часцей за ўсё альбо металамі з высокай СА (ступенню акіслення).
  2. Асноўныя - пры трапленні ў ваду ўтвараюць падставы. Ўтвораны элементамі-металамі.
  3. Амфатэрныя - выяўляюць кіслотна-асноўную падвойную прыроду, якая вызначаецца ўмовамі рэакцыі. Ўтвораны пераходнымі металамі.
  4. Змешаныя - часта ставяцца да солям і ўтвораны элементамі ў некалькіх ступенях акіслення.

Вышэйшы аксід - гэта аксід, у якім утваральны элемент знаходзіцца ў максімальнай ступені акіслення. Прыклад: Te +6. Для тэлура максімальная ступень акіслення +6, значыць TeO 3 - вышэйшы аксід для гэтага элемента. У перыядычным сістэме пад кожнай групай элементаў падпісаная агульная эмпірычная формула, якая адлюстроўвае вышэйшы аксід для ўсіх элементаў, якія знаходзяцца ў гэтай групе, але толькі галоўнай падгрупе. Напрыклад, пад першай групай элементаў (шчолачныя металы) каштуе формула выгляду R 2 O, што пазначае, што ўсе элементы галоўнай падгрупы ў гэтай групе будуць мець менавіта такую формулу вышэйшага аксіду. Прыклад: Rb 2 О, Cs 2 O і гэтак далей.

Пры растварэнні вышэйшага аксіду ў вадзе мы атрымаем адпаведны гідраксід (шчолач, кіслату або амфатэрнасць гідраксід).

характарыстыка аксідаў

Аксіды здольныя існаваць ва ўсіх агрэгатных станах пры звычайных умовах. Большасць з іх знаходзіцца ў цвёрдым крышталічным або порошкообразном выглядзе (САО, SiO 2), некаторыя КО (кіслотныя аксіды) сустракаюцца ў выглядзе вадкасцяў (Mn 2 O 7), а таксама газаў (NO, NO 2). Гэта тлумачыцца будынкам крышталічнай рашоткі. Адсюль і розніца ў тэмпературах кіпення і плаўлення, якія вар'іруюцца ў розных прадстаўнікоў ад -272 0 С да + 70-80 0 С (часам і вышэй). Растваральнасць у вадзе розная.

  1. Растваральныя - асноўныя аксіды металаў, званых шчолачнымі, шчолачназямельныя, і ўсё кіслотныя, акрамя аксіду крэмнія (IV).
  2. Нерастваральныя - амфатэрныя аксіды, усе астатнія асноўныя і SiO 2.

З чым аксіды ўзаемадзейнічаюць?

Аксіды, солі, падставы, кіслоты праяўляюць падобныя ўласцівасці. Агульныя ўласцівасці практычна ўсіх аксідаў (акрамя несолеобразующих) - гэта здольнасць у выніку пэўных узаемадзеянняў ўтвараць розныя солі. Аднак для кожнай групы аксідаў характэрныя свае асаблівыя хімічныя характарыстыкі, якія адлюстроўваюць ўласцівасці.

Ўласцівасці розных груп аксідаў
Асноўныя аксіды - ГА Кіслотныя аксіды - КО Дваістыя (амфатэрныя) аксіды - АТ Аксіды, ня якія ўтвараюць соляў

1. Рэакцыі з вадой: адукацыю шчолачаў (аксіды шчолачных і шчолачназямельныя металаў)

Fr 2 O + вада = 2FrOH

2. Рэакцыі з кіслотамі: адукацыю соляў і вады

кіслата + Me + n O = H 2 O + соль

3. Рэакцыі з КО, адукацыю соляў і вады

аксід літыя + аксід азоту (V) = 2LiNO 3

4. Рэакцыі, у выніку якіх элементы мяняюць СА

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. рэагентаў вада: адукацыю кіслот (SiO 2 выключэнне)

КО + вада = кіслата

2. Рэакцыі з падставамі:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Рэакцыі з асноўнымі аксідамі: адукацыя солі

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. Рэакцыі ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Праяўляюць падвойныя ўласцівасці, ўзаемадзейнічаюць па прынцыпе кіслотна-асноўнага метаду (з кіслотамі, шчолачамі, асноўнымі аксідамі, кіслотнымі аксідамі). З вадой ва ўзаемадзеянне ня ўступаюць.

1. З кіслотамі: адукацыю соляў і вады

АТ + кіслата = соль + Н 2 Аб

2. З падставамі (шчолачамі): адукацыя гидроксокомплексов

Al 2 O 3 + LiOH + вада = Li [Al (OH) 4]

3. Рэакцыі з кіслотнымі аксідамі: атрыманне соляў

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Рэакцыі з ГА: адукацыю соляў, сплаўленне

MnO + Rb 2 O = падвойная соль Rb 2 MnO 2

5. Рэакцыі сплавленных з шчолачамі і карбанатамі шчолачных металаў: адукацыю соляў

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Не ўтвараюць ні кіслот, ні шчолачаў. Праяўляюць вузка спецыфічныя ўласцівасці.

Кожны вышэйшы аксід, адукаваны як металам, так і неметаллов, раствараючыся ў вадзе, дае моцную кіслату або шчолач.

Кіслаты арганічныя і неарганічныя

У класічным гучанні (грунтуючыся на пазіцыях ЭД - электралітычнай дысацыяцыі - Свантэ Арэніусам) кіслаты - гэта злучэнні, у водным асяроддзі дысацыюе на катыёны Н + і аніёны рэшткаў кіслаты An -. Аднак сёння старанна вывучаны кіслаты і ў бязводных умовах, таму існуе шмат розных тэорый для гідраксідаў.

Эмпірычныя формулы аксідаў, падстаў, кіслот, соляў складваюцца толькі з сімвалаў, элементаў і індэксаў, якія паказваюць іх колькасць у рэчыве. Напрыклад, неарганічныя кіслоты выяўляюцца формулай H + кіслотны рэшту n-. Арганічныя рэчывы маюць іншае тэарэтычнае адлюстраванне. Акрамя эмпірычнай, для іх можна запісаць поўную і скарочаны структурную формулу, якая будзе адлюстроўваць не толькі склад і колькасць малекулы, але і парадак размяшчэння атамаў, іх сувязь паміж сабой і галоўную функцыянальную групу для карбонавых кіслот -СООН.

У неарганікі ўсе кіслаты дзеляцца на дзве групы:

  • бескіслароднай - HBr, HCN, HCL і іншыя;
  • Кіслародзмяшчальныя (оксокислоты) - HClO 3 і ўсе, дзе ёсць кісларод.

Таксама неарганічныя кіслоты класіфікуюцца па стабільнасці (стабільныя або ўстойлівыя - усё, акрамя вугальнай і сярністай, нестабільныя або няўстойлівыя - вугальная і сярністая). Па сіле кіслаты могуць быць моцнымі: серная, саляная, азотная, хлоркавая і іншыя, а таксама слабымі: серавадароднымі, хлорноватистая і іншыя.

Зусім не такая разнастайнасць прапануе арганічная хімія. Кіслаты, якія маюць арганічную прыроду, ставяцца да карбонавым кіслот. Іх агульная асаблівасць - наяўнасць функцыянальнай групы -СООН. Напрыклад, НСООН (мурашыная), СН 3 СООН (воцатная), З 17 Н 35 СООН (сцеаріновая) і іншыя.

Існуе шэраг кіслот, на якія асабліва старанна робіцца ўпор пры разглядзе дадзенай тэмы ў школьным курсе хіміі.

  1. Саляная.
  2. Азотная.
  3. Ортофосфорная.
  4. Бромоводородная.
  5. Вугальная.
  6. Иодоводородная.
  7. Серная.
  8. Воцатная, або этановая.
  9. Бутановая, або алейная.
  10. Бензойная.

Дадзеныя 10 кіслот па хіміі з'яўляюцца асноватворнымі рэчывамі адпаведнага класа як у школьным курсе, так і ў цэлым у прамысловасці і сінтэз.

Ўласцівасці неарганічных кіслот

Да асноўных фізічных уласцівасцях трэба аднесці ў першую чаргу рознае агрэгатны стан. Бо існуе шэраг кіслот, якія маюць від крышталяў або парашкоў (борная, ортофосфорная) пры звычайных умовах. Пераважная большасць жа вядомых неарганічных кіслот ўяўляе сабой розныя вадкасці. Тэмпературы кіпення і плаўлення таксама вар'іруюцца.

Кіслаты здольныя выклікаць цяжкія апёкі, так як валодаюць сілай, разбуральнай арганічныя тканіны і скурны полаг. Для выяўлення кіслот выкарыстоўваюць індыкатары:

  • метилоранж (у звычайным асяроддзі - аранжавы, у кіслотах - чырвоны),
  • лакмус (у нейтральнай - фіялетавы, у кіслотах - чырвоны) або некаторыя іншыя.

Да найважнейшых хімічным уласцівасцям можна аднесці здольнасць уступаць ва ўзаемадзеянне як з простымі, так і са складанымі рэчывамі.

Хімічныя ўласцівасці неарганічных кіслот
З чым ўзаемадзейнічаюць прыклад рэакцыі

1. З простымі рэчывамі-металамі. Абавязковая ўмова: метал павінен стаяць у ЭХРНМ да вадароду, так як металы, якія стаяць пасля вадароду, не здольныя выцесніць яго са складу кіслот. У выніку рэакцыі заўсёды ўтворыцца вадарод ў выглядзе газу і соль.

HCL + AL = хларыд алюмінія + H 2

2. З асновамі. Вынікам рэакцыі з'яўляюцца соль і вада. Падобныя рэакцыі моцных кіслот з шчолачамі носяць назву рэакцый нейтралізацыі.

Любая кіслата (моцная) + растваральнае падстава = соль і вада

3. З амфатэрнасць гідраксіду. Вынік: соль і вада.

2HNO 2 + гідраксід берылію = Be (NO 2) 2 (соль сярэдняя) + 2H 2 O

4. З асноўнымі аксідамі. Вынік: вада, соль.

2HCL + FeO = хларыд жалеза (II) + H 2 O

5. З амфатэрнасць аксідамі. Выніковы эфект: соль і вада.

2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O

6. З солямі, адукаванымі больш слабымі кіслотамі. Выніковы эфект: соль і слабая кіслата.

2HBr + MgCO 3 = браміду магнію + H 2 O + CO 2

Пры ўзаемадзеянні з металамі аднолькава рэагуюць не ўсе кіслаты. Хімія (9 клас) у школе прадугледжвае вельмі неглыбокае вывучэнне такіх рэакцый, аднак і на такім узроўні разглядаюцца спецыфічныя ўласцівасці канцэнтраванай азотнай і сернай кіслаты пры ўзаемадзеянні з металамі.

Гідраксіды: шчолачы, амфатэрныя і нерастваральныя падставы

Аксіды, солі, падставы, кіслоты - усе гэтыя класы рэчываў маюць агульную хімічную прыроду, тлумачыцца будынкам крышталічнай рашоткі, а таксама узаемным уплывам атамаў ў складзе малекул. Аднак калі для аксідаў можна было даць цалкам канкрэтнае вызначэнне, то для кіслот і падстаў гэта зрабіць больш складана.

Гэтак жа, як і кіслоты, падставамі па тэорыі ЭД называюцца рэчывы, здольныя ў водным растворы распадацца на катыёны металаў Ме n + і аніёны гидроксогрупп ЁН -.

Падзяліць на катэгорыі падставы можна наступным чынам:

  • Растваральныя або шчолачы (моцныя падставы, якія змяняюць колер індыкатараў). Ўтвораны металамі I, II груп. Прыклад: КОН, NaOH, LiOH (гэта значыць ўлічваюцца элементы толькі галоўных падгруп);
  • Малорастворимые або нерастваральныя (сярэдняй сілы, не змяняюць афарбоўку індыкатараў). Прыклад: гідраксід магнію, жалеза (II), (III) і іншыя.
  • Малекулярныя (слабыя падставы, на воднае асяроддзе зварачальна дысацыюе на іёны-малекулы). Прыклад: N 2 H 4, аміны, аміяк.
  • Амфатэрныя гідраксіды (праяўляюць дваістыя асноўнымі-кіслотныя ўласцівасці). Прыклад: гідраксід алюмінія, Бярылаў, цынку і гэтак далей.

Кожная прадстаўленая група вывучаецца ў школьным курсе хіміі ў раздзеле "Падставы". Хімія 8-9 класа мае на ўвазе падрабязнае вывучэнне шчолачаў і малорастворимых злучэнняў.

Галоўныя характэрныя ўласцівасці падстаў

Усе шчолачы і малорастворимые злучэння знаходзяцца ў прыродзе ў цвёрдым крышталічным стане. Пры гэтым тэмпературы плаўлення іх, як правіла, невысокія, і малорастворимые гідраксіды раскладаюцца пры награванні. Колер падстаў розны. Калі шчолачы белага колеру, то крышталі малорастворимых і малекулярных падстаў могуць быць самай рознай афарбоўкі. Растваральнасць большасці злучэнняў дадзенага класа можна ўбачыць у табліцы, у якой прадстаўлены формулы аксідаў, падстаў, кіслот, соляў, паказана іх растваральнасць.

Шчолачы здольныя змяняць афарбоўку індыкатараў наступным чынам: фенолфталеин - малінавы, метилоранж - жоўты. Гэта забяспечваецца свабодным прысутнасцю гидроксогрупп ў растворы. Менавіта таму малорастворимые падставы такой рэакцыі не даюць.

Хімічныя ўласцівасці кожнай групы падстаў розныя.

хімічныя ўласцівасці
шчолачаў Малорастворимых падстаў амфатэрнасць гідраксідаў

I. Ўзаемадзейнічаюць з КО (вынік -соль і вада):

2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + вада

II. Ўзаемадзейнічаюць з кіслотамі (соль і вада):

звычайныя рэакцыі нейтралізацыі (глядзіце кіслаты)

III. Ўзаемадзейнічаюць з АТ з адукацыяй гидроксокомплекса солі і вады:

2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, або Na 2 [Me + n (OH) 4]

IV. Ўзаемадзейнічаюць з амфатэрнасць гідраксіду з адукацыяй гидроксокомплексных соляў:

Тое ж самае, што і з АТ, толькі без вады

V. Ўзаемадзейнічаюць з растваральнымі солямі з адукацыяй нерастваральных гідраксідаў і соляў:

3CsOH + хларыд жалеза (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl

VI. Ўзаемадзейнічаюць з цынкам і алюмініем ў водным растворы з адукацыяй соляў і вадароду:

2RbOH + 2Al + вада = комплекс з гідраксід іёнам 2Rb [Al (OH) 4] + 3H 2

I. Пры награванні здольныя раскладацца:

нерастваральны гідраксід = аксід + вада

II. Рэакцыі з кіслотамі (вынік: соль і вада):

Fe (OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + вада

III. Ўзаемадзейнічаюць з КО:

Me + n (OH) n + КО = соль + H 2 O

I. Рэагуюць з кіслотамі з адукацыяй солі і вады:

Гідраксід медзі (II) + 2HBr = CuBr 2 + вада

II. Рэагуюць з шчолачамі: вынік - соль і вада (ўмова: сплаўленне)

Zn (OH) 2 + 2CsOH = соль + 2H 2 O

III. Рэагуюць з моцнымі гідраксіду: вынік - солі, калі рэакцыя ідзе ў водным растворы:

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

Гэта большасць хімічных уласцівасцяў, якія праяўляюць падставы. Хімія падстаў досыць простая і падпарадкоўваецца агульным заканамернасцям ўсіх неарганічных злучэнняў.

Клас неарганічных соляў. Класіфікацыя, фізічныя ўласцівасці

Абапіраючыся на палажэнні ЭД, солямі можна назваць неарганічныя злучэнні, у водным растворы дысацыюе на катыёны металаў Ме + n і аніёны кіслотных рэшткаў An n-. Так можна ўявіць солі. Вызначэнне хімія дае не адно, аднак гэта найбольш дакладнае.

Пры гэтым па сваёй хімічнай прыродзе ўсё солі падпадзяляюцца на:

  • Кіслыя (якія маюць у складзе катыён вадароду). Прыклад: NaHSO 4.
  • Асноўныя (якія маюць у складзе гидроксогруппу). Прыклад: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
  • Сярэднія (складаюцца толькі з катыёну металу і кіслотнага астатку). Прыклад: NaCL, CaSO 4.
  • Падвойныя (ўключаюць у сябе два розных катыёну металу). Прыклад: NaAl (SO 4) 3.
  • Комплексныя (гидроксокомплексы, аквакомплексы і іншыя). Прыклад: Да 2 [Fe (CN) 4].

Формулы соляў адлюстроўваюць іх хімічную прыроду, а таксама кажуць аб якасным і колькасным складзе малекулы.

Аксіды, солі, падставы, кіслоты валодаюць рознай здольнасцю да растваральнасці, якую можна паглядзець у адпаведнай табліцы.

Калі ж казаць пра агрэгатным стане соляў, то трэба заўважыць іх аднастайнасць. Яны існуюць толькі ў цвёрдым, крышталічным або порошкообразном стане. Колеравая гама досыць разнастайная. Растворы комплексных соляў, як правіла, маюць яркія насычаныя фарбы.

Хімічныя ўзаемадзеяння для класа сярэдніх соляў

Маюць падобныя хімічныя ўласцівасці падставы, кіслоты, солі. Аксіды, як мы ўжо разгледзелі, некалькі адрозніваюцца ад іх па гэтаму фактару.

Усяго можна вылучыць 4 асноўных тыпу узаемадзеянняў для сярэдніх соляў.

I. Узаемадзеянне з кіслотамі (толькі моцнымі з пункту гледжання ЭД) з адукацыяй іншы солі і слабой кіслаты:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Рэакцыі з растваральнымі гідраксіду са з'яўленнем соляў і нерастваральных падстаў:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 соль растваральныя + Cu (OH) 2 нерастваральнае падстава

III. Узаемадзеянне з другога растваральнай соллю з адукацыяй нерастваральнай солі і растваральнай:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Рэакцыі з металамі, якія стаяць у ЭХРНМ лявей таго, што ўтварае соль. Пры гэтым які ўступае ў рэакцыю метал не павінен пры звычайных умовах ўступаць ва ўзаемадзеянне з вадой:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Гэта галоўныя тыпы узаемадзеянняў, якія характэрныя для сярэдніх соляў. Формулы соляў комплексных, асноўных, падвойных і кіслых самі за сябе кажуць пра спецыфічнасць праяўляць хімічных уласцівасцяў.

Формулы аксідаў, падстаў, кіслот, соляў адлюстроўваюць хімічную сутнасць усіх прадстаўнікоў гэтых класаў неарганічных злучэнняў, а акрамя таго, даюць уяўленне аб назве рэчывы і яго фізічных уласцівасцях. Таму на іх напісанне варта звяртаць асаблівую ўвагу. Велізарная разнастайнасць злучэнняў прапануе нам у цэлым дзіўная навука - хімія. Аксіды, падставы, кіслоты, солі - гэта толькі частка неабсяжнага разнастайнасці.

Similar articles

 

 

 

 

Trending Now

 

 

 

 

Newest

Copyright © 2018 be.birmiss.com. Theme powered by WordPress.