Oxidy, soli, báze, kyseliny. oxidy Vlastnosti, báze, kyseliny, soli

Moderní chemická věda je široká škála oborů, a každý z nich, kromě teoretického rámce, má velký praktický význam, praktické. Ať už se dotknete, vše kolem - výrobky z chemických výrob. Hlavní sekce - je anorganické a organické chemie. Předpokládejme, co hlavní třídy sloučenin, uvedených jako anorganické a jaké vlastnosti mají.

Hlavní kategorie anorganických sloučenin

Aby byly přijaty následující:

1. Oxidy.
2. Sůl.
3. Báze.
4. Kyseliny.

Každá z těchto tříd je reprezentována širokou škálou anorganických sloučenin a má hodnotu v podstatě v jakékoliv konstrukce hospodářských a průmyslových činností člověka. Všechny hlavní vlastnosti z charakteristických rysů těchto sloučenin, pobyt v přírodě a stále studoval na škole chemie kurzu je povinná ve stupních 8-11.

Existuje všeobecná tabulka oxidů, solí, bází, kyselin, které jsou příklady každou z látek a jejich skupenství, je v přírodě. A jsou ukazuje interakci popisující chemické vlastnosti. Nicméně, budeme uvažovat o každé ze tříd odděleně a podrobněji.

Sloučeniny ze skupiny - oxidy

Oxidy - A třída anorganických látek sestávajících ze dvou prvků (binární), z nichž jeden je vždy O (kyslík) od spodního oxidačním stavu -2, stojící na druhém místě v sumárního vzorce sloučeniny. Příklad: N ₂ O _5, CaO a tak dále.

Oxidy jsou klasifikovány následujícím způsobem.

I. Nesoleobrazuyuschie - není schopné tvořit soli.

II. Tvořící sůl - jsou schopné tvořit soli (s bázemi, amfoterní sloučeniny navzájem kyselin).

1. Kyselina - když se vloží do vody za vzniku kyseliny. Nekovy často tvořeny nebo kovy s vysokou CO (oxidace).
2. Key - forma základna u vody vstoupí. Tvořil kovový prvek.
3. Amfoterní - ukazuje acidobazickou dvojí povahu, která se určuje podle reakčních podmínek. Tvořil přechodného kovu.
4. Smíšené - často se odkazují na soli a vytvořených prvků v různých oxidačních stavech.

Vyšší oxid - je oxid, přičemž tvořící člen v maximální oxidačním stavu. Příklad: Te ^_6. Pro teluru maximální oxidačním stavu + 6, to znamená, Teo ₃ - vyšší oxidy pro tento element. Periodické soustavy prvků, pro každou skupinu podepsal obecný empirický vzorec, zobrazující horní oxid pro všechny prvky ve skupině, ale pouze hlavní podskupinu. Například, první skupina prvků (alkalické kovy), je vzorec ve tvaru R ₂ O, což znamená, že všechny prvky hlavní podskupině této skupiny bude mít takový vzorec je vyšší oxid. Příklad: R _2O, Cs ₂ O a tak dále.

získáme odpovídající hydroxid Při vyšší oxidu rozpustí ve vodě (alkálie, kyseliny, nebo amfoterní hydroxidu).

oxidy charakteristiky

Oxidy se mohou vyskytovat v jakémkoliv stavu agregace v běžných podmínkách. Většina z nich je v pevné krystalické nebo práškové formě (CaO, SiO ₂₎ některé CO (oxid kyseliny) nalézá ve formě kapalin (Mn ₂ O ₇₎ a plynu (NO, NO _2). To je vzhledem ke struktuře krystalové mřížky. Z tohoto důvodu, je rozdíl v teplotou varu a body tání, které se liší mezi různými zástupci -272 ⁰ ° C do 70-80 ° C ⁰ (a někdy i vyšší). Rozpustnost ve vodě se mění.

1. Rozpustné - základní oxidy kovů, známý jako alkalické, alkalických zemin, a veškeré kyseliny jiné než oxid křemičitý (IV).
2. Nerozpustné - amfoterní oxidy, všechny ostatní základní a SiO _2.

Co oxidy reagovat?

Oxidy, soli, báze, kyseliny, vykazují podobné vlastnosti. Obecné vlastnosti téměř všech oxidů (kromě nesoleobrazuyuschih) - této schopnosti v důsledku specifických interakcí pro vytvoření různé soli. Nicméně, pro každou skupinu oxidů typických jejich specifické chemické vlastnosti, které odrážejí vlastnosti.

Vlastnosti různých skupin oxidy

Základní oxidy - TOE	Kyselé oxidy - CO	Duální (amfoterní) oxid - AO	Oxidy netvoří soli
1. Reakce s vodou: tvorba alkálií (oxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin) Fr 2O + voda = 2FrOH 2. Reakce s kyselinou: Tvorba solí a vody kyselina + Me + n O = H 2O + sůl 3. Reakce se CO, tvorba solí a vody oxid lithný + oxidu dusíku (V) = 2LiNO 3 4. Reakce vedoucí k prvků měnit CO Me + n O + C = Me + CO 0	1. voda činidlo: tvorba kyseliny (SiO 2 výjimka) CO + voda = kyselina 2. Reakce s bází: CO 2 + 2CsOH = Cs 2CO 3 + H 2 O 3. Reakce se základními oxidy: tvorba soli P 2O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2 4. Reakce OVR: CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,	Vykazují duální vlastnosti interakci na základě acidobazické metody (s kyselinami, zásadami, základní oxidy a oxidy kyselin). Vzhledem k tomu, voda nepřichází do kontaktu. 1. s kyselinou: tvorba solí a vody AO + kyselina = sůl + H 2 O 2. báze (alkalické): tvorba hydroxo AI 2O 3 + LiOH + voda = Li [Al (OH) 4] 3. Reakce s kyselými oxidů: Příprava solí FeO + SO 2 = FeSO 3 4. Reakce s GA: tvorba solí fúze MnO + R 2O = R 2 podvojné soli MnO 2 5. Reakce fúze s alkáliemi a uhličitany alkalických kovů, jako je tvorba soli AI 2O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O	Forma ani kyseliny ani zásady. Vykazují specifické vlastnosti úzce.

Každý horní oxid vytvořený jako kov a nekovovou, rozpuštěné ve vodě, poskytuje silné kyseliny nebo zásady.

Organické kyseliny a anorganické

V klasické zvuku (založeno na ED polohách - elektrolytické disociace - Svante Arrhenius kyselin) - této sloučeniny ve vodném prostředí, aby oddělila H ⁺ kationty a anionty zbytků An ^-. Dnes se však pečlivě studovali kyseliny a za bezvodých podmínek, takže existuje mnoho různých teorií o hydroxidy.

Empirické oxidy vzorec, báze, kyseliny, soli přidat pouze ze symbolů prvků a indexy indikujících jejich počet v látce. Například anorganické kyseliny, vyjádřené obecným vzorcem: H ^{+ N-} zbytek ^kyseliny. Organické látky mají různé teoretické mapování. Kromě empirický, lze zapsat na ně plně a kondenzované strukturní vzorec, který bude odrážet nejen složení a množství molekul, ale pořadí uspořádání atomů, jejich vztah k sobě navzájem a hlavní funkční skupinu na karboxylové kyseliny COOH.

Ve všech anorganických jsou kyseliny, rozděleny do dvou skupin:

• anoxické - HBr, HCN, HCL a další;
• kyslík (oxokyseliny) - HClO ₃ a všechny tam, kde jsou atom kyslíku.

Také anorganické kyseliny klasifikované stabilitou (stabilní nebo stabilní - všechny s výjimkou uhličité a sirné, těkavé nebo nestabilní - a sirné uhlí). Tím je síla silných kyselin mohou být: kyselina sírová, chlorovodíková, dusičná, chloristá, a další, stejně jako slabý: sirovodík, tím chlorné a další.

Není to taková celá řada nabízí organickou chemii. Mezi kyseliny, které jsou organické povahy, jsou karboxylové kyseliny. Jejich společným znakem - přítomnost funkční skupiny COOH. Například HCOOH (mravenčí), _CH3COOH (kyselina octová), C ₁₇ H ₃₅ COOH (kyselina stearová) a další.

Existuje celá řada kyselin, která se zaměřuje zejména opatrní, když s ohledem na toto téma ve škole chemie kurzu.

1. Sůl.
2. Dusičná.
3. Fosforečné.
4. Bromovodíková.
5. Coal.
6. Jodovodíková.
7. Sírová.
8. kyselina octová nebo ethan.
9. Butan nebo olej.
10. Benzoová.

10 Tyto kyseliny jsou základní chemické látky odpovídající třídu školní hřiště, a obecně v průmyslu a ve stupních.

Vlastnosti anorganických kyselin

Hlavní fyzikální vlastnosti je třeba přičíst především jiný skupenství. Vskutku, existuje celá řada kyselin, které mají formu krystalů nebo prášků (boritá, fosforečná) za běžných podmínek. Převážná většina známých anorganických kyselin je jiná tekutina. Varu a teploty tání se také liší.

Kyselina může způsobit těžké popáleniny, protože mají sílu ničit organické tkáně a kůže. Pro detekci kyselin používají indikátory:

• methyloranž (v obvyklém prostředí - oranžová v kyselině - červená)
• Lakmusový (v neutrální - fialové kyseliny - červená), nebo jiné.

Nejdůležitější chemické vlastnosti patří schopnost interagovat s jednoduchých i komplexních sloučenin.

Chemické vlastnosti anorganických kyselin

Jaký INTERACT	Příklad reakce
1. kovů jednoduchý látek. Předpoklad: kov musí stát EHRNM na vodík tak, kovy, vodík po stání, nejsou schopny jej přemístit z kyseliny. Reakce je vždy vytvořena ve formě plynného vodíku a soli.	HCI + AL = chlorid hlinitý + H 2
2. báze. Výsledkem reakce jsou soli a vody. Takové reakce silných kyselin s alkálií se nazývají neutralizační reakce.	Jakákoliv kyselina (silný) = + ředitelné základní soli a vody
3. amfoterní hydroxidy. Součet: soli a vody.	2 + 2HNO hydroxid beryllium Be = (NO 2) 2 (průměr sůl) + 2H 2O
4. Co se základními oxidů. Součet: voda, sůl.	2HCl + FeO = chloridu železitého (II) + H 2 O
5. amfoterní oxidy. Celkový efekt: soli a vody.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. soli vytvořené slabšími kyselinami. Celkový efekt: sůl a slabé kyseliny.	2HBr + MgCO 3 = bromidu + H 2O + CO 2

Při interakci s kovy reagovat podobně ne všechny kyseliny. Chemické látky (stupeň 9), ve škole zahrnuje velmi mělké studium takových reakcí, nicméně, a na takové úrovni, uvažovaného specifické vlastnosti koncentrované kyseliny dusičné a kyseliny sírové, reakcí s kovy.

Hydroxidy alkalických: a nerozpustných amfoterní báze

Oxidy, soli, báze, kyseliny, - všechny z těchto tříd látek mají společný chemickou povahu struktury krystalové mřížky je vysvětlena, a vzájemné ovlivňování atomů v molekulách. Nicméně, pokud to bylo možné, čímž se získá velmi specifickou definici oxidu, pak kyseliny a báze na to těžší.

Stejně jako kyseliny, báze na teorii ED jsou látky, které jsou schopné se rozpadající ve vodném roztoku s kationty kovů Me ^{n +} a anionty gidroksogrupp OH ^-.

Děleno kategorie báze následujícím způsobem:

• Rozpustné nebo alkalické (silné báze indikátory mění barvu). Tvořil kovů I, skupiny II. Příklad: KOH, NaOH, LiOH (tj. Jsou zaznamenány pouze hlavní skupiny prvků);
• Špatně rozpustné nebo nerozpustné (střední pevnost, nemění barvu indikátorů). Příklad: hydroxid hořečnatý, železo (II), (III), a další.
• Molekulární (slabou bází ve vodném prostředí, reverzibilně disociují na ionty molekuly). Příklad: N ₂ H _4, aminy, amoniak.
• Amfoterní hydroxidy (duální vykazovat vlastnosti báze-kyseliny). Příklad: hydroxid hlinitý, berylium, zinek, a tak dále.

Každá skupina prezentovány studoval ve škole v průběhu roku chemie v „Grounds“. Chemie třídy 8-9 zahrnuje detailní studium málo rozpustných sloučenin a alkáliemi.

Hlavními charakteristickými rysy důvodů

Všechny alkalických kovů a ve vodě rozpustné sloučeniny, nacházející se v přírodě v pevném krystalickém stavu. Teplota tavení jejich obvykle nízké, a špatně rozpustné hydroxidy rozkládají při zahřátí. Obarvit různé důvody. V případě alkalických bílé krystaly špatně rozpustných a molekulární bází mohou být velmi různé barvy. Rozpustnost většiny sloučenin této skupiny je možno vidět v tabulce, která představuje obecný vzorec oxidy, báze, kyseliny, soli, je zobrazen jejich rozpustnost.

Alkálie může změnit barvu ukazatelů takto: fenolftaleinu - purpurový, methyloranže - žlutá. To je zajištěno přítomností gidroksogrupp volné v roztoku. Je tedy málo rozpustná báze takové reakce nedávají.

Chemické vlastnosti každé skupiny různých základů.

chemické vlastnosti
louhy	Špatně rozpustné báze	amfoterní hydroxidy
I nechá reagovat s CO (celkem chlorovodíková a voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2SO 4 + voda II. Nechá reagovat s kyselinou (soli a vody): Konvenční neutralizační reakce (viz kyselin) III. Interagují s AO tvořit hydroxo soli a vody: 2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, nebo Na 2 [Me + n (OH) 4] IV. Interakci s amfoterní hydroxidy za vzniku solí gidroksokompleksnyh: Stejně jako u našeho letopočtu, ale bez vody V. nechá reagovat s rozpustnými solemi za vzniku nerozpustné hydroxidy a soli: 3CsOH + chlorid železitý (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI. Komunikovat s zinku a hliníku ve vodném roztoku za vzniku soli a vodíku: 2RbOH + 2AL + voda = komplexu s hydroxidového iontu 2RB [Al (OH) 4] + 3H 2	I. Při zahřátí rozložitelnosti: = Nerozpustný oxid hydroxid + voda II. Reakce s kyselinou (celkem: soli a vody): Fe (OH) 2 + 2HBr = Febr 2 + voda III. Interakci s CO: Me + n (OH) n + G = CO + H 2 O	I. reagují s kyselinami za vzniku soli a vody: Hydroxid, měď (II) + = 2HBr CuBr 2 + voda II. Reaguje s alkáliemi: celkem - soli a vody (podmínka: fúze) Zn (OH) 2 + 2CsOH = G + 2H 2O III. Reagují se silnými hydroxidy: výsledek - soli, pokud dojde k reakci ve vodném roztoku: Cr (OH) 3 + 3RbOH = R 3 [Cr (OH) 6]

To je většina chemických vlastností tohoto displeje základny. Chemické báze, je jednoduchý a řídí obecné zákony anorganických sloučenin.

Třída anorganické soli. Klasifikace, fyzikální vlastnosti

na pozici ED základě mohou být anorganické soli uvedených sloučenin ve vodném roztoku pro disociaci kationty kovů Me ^{+ N} anionty a anionty ^N-. Takže si dovedete představit sůl. Stanovení chemické neposkytuje jeden, ale to je nejpřesnější.

V tomto případě, v závislosti na jejich chemické povaze, všechny soli se dělí na:

• Kyselá (s kationty, sestávající z atomu vodíku). Příklad: NaHSO _4.
  
• Key (k dispozici jako součást gidroksogrupp). Příklad: MgOHNO _3, FeOHCL _2.
• Průměrná (složené pouze z kovového kationtu a zbytek kyseliny). Příklad: NaCl, CaSO _4.
• Duální (zahrnují dva různé kation kovu). Příklad: NaAl (SO _{4) 3.}
• Komplexní (hydroxo, aqua komplexy a další). Příklad: K ₂ [Fe (CN) _4].

Formule soli odrážejí svou chemickou povahu, stejně jako mluvit o kvalitativním a kvantitativním složení molekuly.

Oxidy, soli, báze, kyseliny mají různou schopnost rozpustnosti, které lze zobrazit v příslušné tabulce.

Pokud budeme mluvit o skupenství solí, je třeba sledovat jejich jednotvárnost. Existují pouze v pevném, krystalické nebo práškové formě. Barevná škála je velmi rozmanitá. Roztoky komplexních solí, obvykle mají jasné syté barvy.

Chemická interakce třída solí médium

Mají podobné chemické vlastnosti podkladu, kyselé soli. Oxidy, jak jsme již diskutovali, jsou poněkud odlišné od nich na tomto faktoru.

Všechny mohou být identifikovány 4 základní typy interakcí pro střední solí.

I. Interakce s kyselinami (silná jen pokud jde o ED) za vzniku další soli a slabou kyselinu:

KCNS + HCl = KCL + HCNS

II. Reakce s hydroxidy s výskytem rozpustných solí a nerozpustných bází:

CuSO ₄ + 2LiOH = 2LiSO _{rozpustná sůl 4} + Cu (OH) _{2 nerozpustná báze}

III. Interakce s jinými rozpustnou solí za vytvoření nerozpustného a rozpustné soli:

PbCL ₂ + Na _2S = PBS + 2NaCl

IV. Reakce s kovem, směřující v levém EHRNM, který tvoří sůl. V tomto případě je vstupní kovu nesmí reagovat za běžných podmínek reagovat s vodou:

Mg + 2AgCL = _MgCl2 + 2Ag

To jsou hlavní typy interakcí, které jsou charakteristické pro normální soli. Vzorec komplexní soli, základní, kyselé a dvakrát hovoří pro sebe o specificity vykazovaly chemických vlastnostech.

oxidy Formula, báze, kyseliny, soli odráží chemickou podstatu všech zástupců těchto tříd anorganických sloučenin, a kromě toho, dávají představu o látky uvedené v názvu a jeho fyzikální vlastnosti. Proto je jejich psaní by mělo věnovat zvláštní pozornost. Obrovská řada sloučenin nám obecně nabízí úžasný vědu - chemii. Oxidy, kyseliny, soli - je jen část nesmírné rozmanitosti.