Oksid se ne otapa u vodi. Napredak moderne prirodne nauke. Hemijske interakcije za klasu srednjih soli

Komplikacija strukture supstance pri klasifikaciji neorganskih jedinjenja dešava se u sledećem redosledu: elementi ® oksidi (bazni, kiseli, amfoterni) ® hidroksidi (baze i kiseline) ® soli (prosečne, kisele, bazne).

Oksidi nazivaju se složene supstance koje se sastoje od dva elementa, od kojih je jedan kiseonik. Prema svojoj hemijskoj prirodi, oksidi se dijele u tri grupe:

· bazični oksidi, Na 2 O, MgO, CaO, FeO, NiO, Fe 2 O 3, ...;

· kiseli oksidi, SO 2, SO 3, CO 2, Mn 2 O 7, P 2 O 5, ...;

· amfoterni oksidi, Al 2 O 3, ZnO, BeO, SnO, Cr 2 O 3, PbO

čvrsti oksidi K 2 O, Al 2 O 3, P 2 O 5, ...

tečnost: SO 3, N 2 O 4, ...

gasoviti: CO 2, NO 2, SO 2 ...

Na osnovu rastvorljivosti u vodi, oksidi se dele:

on rastvorljiv(SO 2, CO 2, K 2 O, Na 2 O, Rb 2 O, CaO)

I nerastvorljivo: ( CuO, FeO, NiO, SiO 2, Al 2 O 3, MoO 3, amfoterni oksidi)

1.1.1 Osnovni oksidi

Mainsu pozvani oksidi, koji u reakciji s kiselinama stvaraju sol i vodu. Glavni oksidi uključuju kalijev oksid K2O, kalcijum oksid CaO, mangan(II) oksid MnO, bakar(I) oksid Cu2O, itd.

Bazni oksidi reaguju sa kiselinama i nastaju

sol i voda; MnO + 2HCl Þ MnCl 2 + H 2 O; Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

Bazni oksidi stupaju u interakciju s kiselim oksidima sa

formiranje soli: CaO + CO 2 = CaCO 3; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4.

2FeO + SiO 2 = Fe 2 SiO 4

Oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala reaguju sa vodom:

K 2 O + H 2 O = 2KOH; CaO + H 2 O + Ca(OH) 2

Bazične okside također možemo definirati kao one okside kojima odgovaraju baze. Na primjer, mangan oksid MnO odgovara hidroksidu Mn(OH) 2. Glavni oksidi su oksidi s-, f- I d-elementi u najnižem oksidacionom stanju i oksidi nekih str-elementi.

Kiseli oksidi

Kiseli oksidi mogu se nazvati oksidima, koji odgovaraju kiselinama. Dakle, sumporni oksid (VI) SO 3 odgovara sumpornoj kiselini H 2 SO 4, viši mangan oksid (VII) Mn 2 O 7 - manganova kiselina HMnO 4.

(A). Zajedničko svojstvo svih kiselih oksida je njihova sposobnost da reagiraju s bazama da tvore sol i vodu:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O da napišete formulu soli koju trebate znati

Koja kiselina odgovara ovom oksidu?

N 2 O 5 + Ba(OH) 2 = Ba(NO 3) 2 + H 2 O; SO 3 + Ca(OH) 2 = CaSO 4 + H 2 O

[ HNO3]

(b). Kiseli oksidi u interakciji sa bazičnim oksidima formiraju soli: CaO + CO 2 = CaCO 3 ; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4.

(V). U odnosu na vodu, kiseli oksidi mogu biti dobro ili slabo rastvorljivi. Rastvorljivi oksidi uključuju ugljen monoksid (IV) CO 2, okside sumpora, itd. Slabo rastvorljivi kiseli oksidi uključuju silicijum oksid SiO 2, molibden oksid MoO 3 itd. Pri otapanju u vodi nastaju kiseline: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

1 Moskovski državni tehnički univerzitet po imenu. N.E. Bauman

2 Prvi Moskovski državni medicinski univerzitet po imenu. NJIH. Sechenov

3 Moskovski pedagoški državni univerzitet

Pitanja jetkanja oksidnih naslaga sa površine čelika koji sadrže kobalt i željezo oduvijek su bila od praktične važnosti i aktuelna. Nakon što su proučili veliku količinu materijala o ovom pitanju, autori navode da neki aspekti problema još uvijek nisu u potpunosti proučeni (to uključuje utjecaj karakteristika otopina elektrolita, utvrđivanje mehanizma djelovanja ovih faktora). Oksidi kobalta i željeza se široko koriste kao katalizatori za različite kemijske procese (oksidacija metana i ugljičnog monoksida, dehidrogenacija parafina, itd.). Njihova svojstva zavise od karakteristika površine, što određuje kinetiku rastvaranja oksida. Eksperimentalne studije provedene o utjecaju mineralnih kiselina (posebno H2SO4) na brzinu heterogene reakcije (Co3O4 i Fe3O4 u kiseloj sredini) otkrile su prirodu granične faze, koja se sastoji u stvaranju površinskih spojeva tipa - i njihov kasniji prijelaz u otopinu elektrolita. Sistematska analiza krivulja rastvaranja oksida je također razvijena za izračunavanje kinetičkih parametara: energije aktivacije i reakcionih redova za jone vodonika i sulfatne jone.

kobaltov oksid

gvožđe oksid

kinetika

rastvaranje

modeliranje

Barton–Stransky model

Hougen–Watsonova metoda

1. Bokshtein B.S., Mendelev M.I., Pokhvisnev Yu.V. Fizička hemija: termodinamika i kinetika. – M.: Izdavačka kuća “MISIS”, 2012. – 258 str.

2. Butler J. Jonske ravnoteže. – L.: Hemija, 1973. – 448 str.

3. Delmon B. Kinetika heterogenih reakcija. – M.: Mir, 1972. – 555 str.

4. Barre P. Kinetika heterogenih procesa. – M.: Mir, 1976. – 400 str.

5. Kiselev M.Yu. Mehanizam i kinetika otapanja pirita elektrohemijskom hloracijom // Vijesti visokoškolskih ustanova. Rudarski časopis. – 2010. – br. 4. – Str. 101–104.

6. Korzenshtein N.M., Samuylov E.V. Volumetrijska kondenzacija u heterogenim reakcijama // Colloid Journal. – 2013. – T. 75, br. 1. – 84 str.

7. Kolesnikov V.A., Kapustin V.A., Kapustin Yu.I., Isaev M.K., Kolesnikov A.V. Metalni oksidi – materijali koji obećavaju za elektrohemijske procese // Staklo i keramika. – 2016. – br. 12. – str. 23–28.

8. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Izotov A.D. Proučavanje kinetike rastvaranja kobalt oksida (Co3O4, Co2O3) pri različitim koncentracijama H2SO4, HCl, EDTA i pH // Volgograd: Abstracts of XIX Mend. Kongres o opštoj i primenjenoj hemiji. – 2011. – T. 3 – Str. 366.

9. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Layner Yu.A. Kinetika otapanja kobalt oksida u kiselim medijima // Metali. – 2010. – br. 2. – Str. 21–27.

10. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Plakhotnaya O.N., Goryacheva V.N. Modeliranje kinetičkih procesa rastvaranja oksida kobalta i bakra u sumpornoj kiselini // Glasnik MSTU im. N.E. Bauman. Ser. Prirodne nauke. – 2017. – br. 3. – str. 124–134.

Provedena eksperimentalna istraživanja rastvaranja oksidnih faza omogućavaju detaljno opisivanje procesa ponašanja čvrste faze u kiseloj sredini, objašnjavanje pojava koje se javljaju na površini oksida, uzimajući u obzir njihove kiselinsko-bazne karakteristike. i mehanizam rastvaranja, da se izvrši modeliranje topoa hemijske reakcije.

Svrha studije sastoji se od proučavanja i modeliranja procesa rastvaranja Co3O4 i Fe3O4 u sumpornoj kiselini.

Materijali i metode istraživanja

Za istraživanje su uzeti uzorci težine 500 mg sa d = 80÷100 µm. Identifikacija oksida izvršena je rendgenskom difrakcijom, IR i termičkom analizom.

Da bi se razjasnio mehanizam rastvaranja čvrstih uzoraka metalnih oksida u kiseloj sredini, eksperiment je izveden u instrumentu (termostatirani reaktor zapremine 0,5 l) za proučavanje kinetike rastvaranja čvrstih uzoraka, isključujući uticaj bilo kog nekontrolisani faktori na fenomen koji se proučava. Eksperimentalna temperatura je bila 363 K. Eksperiment je izveden pri različitim pH vrijednostima i koncentracijama mineralne kiseline.

U određenim vremenskim intervalima uzimani su uzorci tekuće faze iz reakcione posude pomoću staklenog Schott filtera. Koncentracija jona kobalta određena je spektrofotometrijski (spektrofotometar UF-3100) pomoću amonijum tiocijanata, a gvožđa - pomoću o-fenantrolina.

Dobijeni eksperimentalni podaci o uticaju koncentracije kiseline na brzinu rastvaranja kobalt oksida Co3O4 i Fe3O4 prikazani su na Sl. 1 (tačke - eksperimentalni podaci, linije - rezultati simulacije). Udio otopljene tvari a izračunat je pomoću jednadžbe: a = Dt/D∞.

Rice. 1. a) zavisnost udjela rastvorenog Co3O4 oksida od vremena pri različitim koncentracijama sumporne kiseline (mol/l): 1 - 10,0; 2 - 5,93; 3 - 2,97; 4 - 1,0; 5 - 0,57; 6 - 0,12; T = 363,2 K; b) zavisnost udjela rastvorenog Fe3O4 oksida od vremena pri različitim koncentracijama sumporne kiseline (mol/l): 1 - 10,3; 2 - 7,82; 3 - 3,86; 4 - 2,44; T = 293 K

Rezultati istraživanja i diskusija

Proračun kinetičkih parametara. Provedena je analiza eksperimentalnih kinetičkih podataka pomoću jednadžbi heterogene kinetike, što je omogućilo određivanje redoslijeda reakcija za različite ione (ni), specifične brzine rastvaranja (Wi), njene ovisnosti o koncentraciji otopine. , kao i energije aktivacije reakcija (Ea).

Kinetika heterogenih reakcija zasniva se na obaveznom razmatranju promena površine čestica tokom procesa rastvaranja tokom vremena, a pored toga, po pravilu, heterogene reakcije karakteriše konstantna brzina tokom vremena (1).

U ovom slučaju, brzina rastvaranja oksida može se predstaviti jednadžbom:

gdje je Wi specifična brzina rastvaranja; f(α) je funkcija koja uzima u obzir kako se površina oksida mijenja tokom vremena.

Da bismo razjasnili mehanizam raspadanja i modelirali ovaj fenomen, koristili smo Barton-Stransky model (2):

, (2)

gdje je A konstanta. Njegova vrijednost je direktno proporcionalna broju aktivnih centara na površini jedne čestice oksida.

Za pronalaženje vrijednosti varijabli W i A korištene su metode nelinearne regresione analize i kompjuterski program MathCad.

Tabela 1

Specifična brzina rastvaranja oksida Co3O4 i Fe3O4 u zavisnosti od koncentracije H2SO4

Iz podataka u tabeli i sl. 2 (tačke - eksperimentalni podaci, linije - rezultat modeliranja prema jednadžbi (3)) slijedi da se kobalt oksid Co3O4 brže otapa u sumpornoj kiselini od željeznog oksida Fe3O4. Red reakcije u vodikovim ionima za dva oksida je približno 0,5. (svi rezultati su bazirani na Barton-Stransky modelu).

Rice. 2. a) zavisnost logaritma brzine (log W) od logaritma koncentracije (log C(H2SO4)) pri rastvaranju Co3O4 u sumpornoj kiselini; b) zavisnost logaritma brzine (log W) od logaritma koncentracije (log C(H2SO4)) kada je Fe3O4 otopljen u sumpornoj kiselini

Dobiveni podaci omogućavaju da se generaliziranom jednadžbom opiše odnos između specifične brzine rastvaranja oksida Co3O4 i Fe3O4 i koncentracije H2SO4

, (3)

gdje je ≡, W0 konstanta brzine rastvaranja, K1, K2 su konstante.

Modeliranje mehanizma rastvaranja oksida kobalta i željeza u anorganskoj kiselini. Otapanje oksida u kiselinama nastaje na površinskim defektima kristalne rešetke, takozvanim aktivnim centrima rastvaranja oksida koji su adsorbirali H+ ione i H+...A- jonske parove.

Hougen-Watsonova metoda omogućava simulaciju utjecaja pH i koncentracije kiseline na brzinu rastvaranja oksida.

U ovom slučaju, brzina rastvaranja oksida kobalta i željeza bit će izražena jednadžbom:

Pretpostavlja se da se na površini oksida formiraju čestice hidrokso kompleksa metala istog sastava kao i oni prisutni u otopini. Za izračunavanje koncentracije hidrokso kompleksa koristili smo jednadžbe materijalnog bilansa u reakcijama hidrolize za jone vodika, kobalta i željeza; jednačine hidrolize za sve faze za izračunavanje konstanti hidrolize. Hougen-Watsonova metoda pretpostavlja da ovisnost koncentracije jona na površini oksida iu otopini poštuje Langmuirovu izotermu, što omogućava povezivanje površinske i volumne koncentracije jona (jednačina (5)).

Ovisnost specifične brzine rastvaranja kobalt oksida Co3O4 i Fe3O4 u razrijeđenoj sumpornoj kiselini izražena je jednadžbama (5-7).

Koncentracija jona i može se izraziti u vidu ukupne koncentracije jona Co3+ i Fe3+, ako se utvrdi njihov sadržaj u rastvoru. U ovom slučaju i . Tada je brzina

Ako simuliramo proces rastvaranja oksida i pretpostavimo da ioni djeluju kao površinski aktivne čestice, tada će ovisnost brzine procesa o koncentraciji iona izgledati ovako (a1 je broj iona u otopini).

povećati

rastvorljivost oksida i

hidroksidi

Podgrupa

Prilikom rastvaranja, ionski oksidi ulaze u kemijsku interakciju s vodom, formirajući odgovarajuće hidrokside:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

vrlo jak

bazična oksidna baza

Hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala su jake baze i potpuno se disociraju u vodi na metalne katjone i hidroksidne ione:

NaOH Na + + OH –

Kako se koncentracija OH - jona povećava, rastvori ovih supstanci imaju visoko alkalnu sredinu (pH>>7); zovu se alkalije.

Druga grupa visoko rastvorljiv u oksidima vode i njihovim odgovarajućim hidroksi spojevima – molekularni oksidi i kiseline sa kovalentnim tipom hemijskih veza. To uključuje spojeve tipičnih nemetala u najvišem oksidacionom stanju i nekih d-metala u oksidacionom stanju: +6, +7. Rastvorljivi molekularni oksidi (SO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 ) reagiraju s vodom i formiraju odgovarajuće kiseline:

SO 3 + H 2 O H 2 SO 4

sumpor oksid (VI) sumporna kiselina

jaka kiselina jaka kiselina

N2O5 + H2O2HNO3

dušikov oksid (V) dušična kiselina

Mn 2 O 7 + H 2 O 2HMnO 4

mangan(VII) oksid manganova kiselina

Jake kiseline (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, HClO 3, HMnO 4) u rastvorima potpuno disociraju na H+ katjone i kisele ostatke:

Faza 2: H 2 PO 4 – H + + HPO 4 2–

K 2 =(=6,2∙10 –8;

Faza 3: HPO 4 2– H + + PO 4 3–

K 3 =()/=4,4∙10 –13 ,

gdje su K1, K2, K3 konstante disocijacije ortofosforne kiseline za prvi, drugi i treći stupanj.

Konstanta disocijacije (Dodatak Tabela 1) karakteriše jačinu kiseline, tj. njegova sposobnost da se razgradi (disocijacije) na jone u datom rastvaraču na datoj temperaturi. Što je veća konstanta disocijacije, to se ravnoteža više pomera ka stvaranju jona, to je kiselina jača, tj. U prvoj fazi, disocijacija fosforne kiseline je bolja nego u drugoj i, shodno tome, u trećoj fazi.

Umjereno rastvorljivi oksidi sumpora (IV), ugljika (IV), dušika (III) itd. formiraju u vodi odgovarajuće slabe kiseline koje se djelimično disociraju.

CO 2 + H 2 O H 2 CO 3 H + + HCO 3 –

SO 2 + H 2 O H 2 SO 3 H + + HSO 3 –

N 2 O 3 + H 2 O 2HNO 2 H + + NO 2 –

slab-slab

kisele kiseline

Reakcija neutralizacije

Reakcija neutralizacije može se izraziti sljedećom shemom:

H 2 O

(baza ili (kiselina ili kiseline-

bazični oksid)

5.3.1. Osobine osnovnih jedinjenja pokazuju okside i hidrokside s-metala (izuzetak Be), d-metala u oksidacionom stanju (+1, +2) (izuzetak Zn), nekih p-metala (vidi sliku 3).

							VIIIA
I A	II A	IIIA	IVA	V.A.	VIA	VIIA
Li	Budi	B	C	N	O	F

Dijagonalna sličnost Al Zn Ge Nerastvorljivo: obično bazično Amfoterni oksidi Slaba kiselina Oksidi se rastvaraju i formiraju kiseline

Rice. 3. Kiselinsko-bazna svojstva oksida i njihovih odgovarajućih hidroksi spojeva

Karakteristično svojstvo baznih jedinjenja je njihova sposobnost da reaguju sa kiselinama, kiselim ili amfoternim oksidima da formiraju soli, na primer:

KOH + HCl KCl + H 2 O

Ba(OH) 2 + CO 2 BaCO 3 + H 2 O

2NaO + Al 2 O 3 2NaAlO 2 + H 2 O

U zavisnosti od broja protona koji se mogu dodati bazi, postoje monokisele baze (na primer LiOH, KOH, NH4OH), dikiseline baze itd.

Za polikiselinske baze, reakcija neutralizacije može se odvijati u fazama sa stvaranjem prvo bazičnih, a zatim intermedijarnih soli.

Me(OH) 2 MeOHCl MeCl 2

hidroksid NaOH bazni NaOH medij

soli metala

Na primjer:

Faza 1: Co(OH) 2 + HCl CoOHCl + H 2 O

hidroksokobalt(II)

(osnovna so)

Faza 2: Co(OH)Cl + HCl CoCl 2 + H 2 O

kobalt(II)

(srednje soli)

5.3.2. Svojstva kiselih jedinjenja pokazuju okside i kiseline nemetala, kao i d-metale u oksidacionom stanju (+5, +6, +7) (vidi sliku 3).

Karakteristično svojstvo je njihova sposobnost interakcije s bazama, bazičnim i amfoternim oksidima da tvore soli, na primjer:

2HNO 3 + Cu(OH) 2 → Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

2HCl + CaO → CaCl 2 + H 2 O

H 2 SO 4 + ZnO → ZnSO 4 + H 2 O

CrO 3 + 2NaOH → Na 2 CrO 4 + H 2 O

Na osnovu prisustva kiseonika u svom sastavu, kiseline se dele na koji sadrže kiseonik(na primjer, H 2 SO 4, HNO 3) i bez kiseonika(HBr, H 2 S). Na osnovu broja atoma vodika sadržanih u molekuli kiseline koji se može zamijeniti atomima metala, razlikuju se jednobazne kiseline (na primjer, klorovodik HCl, azotna kiselina HNO 2), dvobazne (sumporni H 2 SO 3, ugalj H 2 CO 3), trobazni (ortofosforni H 3 PO 4) itd.

Višebazne kiseline neutraliziraju se postupno sa stvaranjem prvo kiselih, a zatim srednjih soli:

H 2 X NaHX Na 2 X

višebazni kiseli medij

kisela sol soli

Na primjer, ortofosforna kiselina može formirati tri vrste soli ovisno o kvantitativnom omjeru uzete kiseline i lužine:

a) NaOH + H 3 PO 4 → NaH 2 PO 4 + H 2 O;

1:1 dihidrogen fosfat

b) 2NaOH + H 3 PO 4 → Na 2 HPO 4 + 2H 2 O;

2:1 hidrogen fosfat

c) 3NaOH + H 3 PO 4 → Na 3 PO 4 + 3H 2 O.

3:1 ortofosfat

5.3.3. Amfoterni oksidi i hidroksidi od Be, p-metala koji se nalaze blizu “amfoterne dijagonale” (Al, Ga, Sn, Pb), kao i d-metala u oksidacionim stanjima (+3, +4) i Zn (+2) (vidi sliku 3. ).

Blago otapajući, amfoterni hidroksidi disociraju i bazične i kisele:

2H + + 2– Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH –

Stoga, amfoterni oksidi i hidroksidi mogu reagirati i sa kiselinama i sa bazama. U interakciji sa jačim kiselinama, amfoterna jedinjenja pokazuju svojstva baza.

ZnO + SO 3 → ZnSO 4 + H 2 O

kiselina

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

bazna kiselina

veze

U interakciji sa jakim bazama, amfoterna jedinjenja pokazuju svojstva kiselina, formirajući odgovarajuće soli. Sastav soli zavisi od uslova reakcije. Kada se stapaju, nastaju jednostavne "dehidrirane" soli.

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

kiselo-baznog natrijum cinkata

spoj

2NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Kompleksne soli nastaju u vodenim rastvorima alkalija:

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2

(vodeni tetrahidroksocinkat

Savremena hemijska nauka predstavlja mnogo različitih grana, a svaka od njih, pored svoje teorijske osnove, ima veliki primenjeni i praktični značaj. Šta god da dodirnete, sve oko vas je hemijski proizvod. 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

To uključuje sljedeće:

Oksidi.
Sol.
Grounds.
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, njihovu pojavu u prirodi i njihovu proizvodnju izučavaju se u školskom kursu hemije bez greške, od 8. do 11. razreda.

Postoji opšta tabela oksida, soli, baza, kiselina, koja predstavlja primere svake supstance i njihovog agregacionog stanja i pojave u prirodi. Takođe pokazuje interakcije koje opisuju Hemijska svojstva. Međutim, razmotrit ćemo svaku od klasa posebno i detaljnije.

Grupa spojeva - oksidi

4. Reakcije usljed kojih elementi mijenjaju CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagens voda: stvaranje kiselina (izuzetak SiO 2)

CO + voda = kiselina

2. Reakcije sa bazama:

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

3. Reakcije sa bazičnim oksidima: stvaranje soli

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

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Pokazuju dvostruka svojstva i međusobno djeluju po principu acido-bazne metode (sa kiselinama, alkalijama, bazičnim oksidima, kiselinskim oksidima). Ne stupaju u interakciju sa vodom.

1. Sa kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina = so + H 2 O

2. Sa bazama (alkalijama): formiranje hidrokso kompleksa

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije sa kiselim oksidima: dobijanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije sa OO: stvaranje soli, fuzija

MnO + Rb 2 O = dvostruka sol Rb 2 MnO 2

5. Reakcije fuzije sa alkalijama i karbonatima alkalnih metala: stvaranje soli

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

Ne stvaraju ni kiseline ni alkalije. Pokazuju vrlo specifična svojstva.

Svaki viši oksid, formiran od metala ili nemetala, kada se otopi u vodi, daje jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i neorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na osnovu pozicija ED - elektrolitičke disocijacije - kiseline su jedinjenja, u vodena sredina disocijacija na katione H + i anjone kiselinskih ostataka An -. Međutim, danas su kiseline također opširno proučavane u bezvodnim uvjetima, 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-. Organska materija imaju drugačije teorijsko mapiranje. Pored empirijske, za njih možete zapisati punu i skraćenu strukturnu formulu, koja će odražavati ne samo sastav i količinu molekule, već i poredak atoma, njihovu međusobnu povezanost i glavnu funkciju. grupa za karboksilne kiseline -COOH.

U anorganskim tvarima sve kiseline se dijele u dvije grupe:

bez kiseonika - HBr, HCN, HCL i drugi;
koji sadrže kiseonik (oksokiseline) - HClO 3 i sve gde ima kiseonika.

Anorganske kiseline se također klasificiraju prema stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporne, hlorovodonične, azotne, perhlorne i druge, kao i slabe: sumporovodične, hipohlorne i druge.

Organska hemija ne nudi istu raznolikost. Kiseline koje su organske prirode klasifikuju se kao karboksilne kiseline. Njihova zajednička karakteristika je prisustvo -COOH funkcionalne grupe. Na primjer, HCOOH (mravlji), CH 3 COOH (sirćetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) i drugi.

Postoji niz kiselina koje se posebno pažljivo naglašavaju kada se ova tema razmatra u školskom kursu hemije.

Solyanaya.
Nitrogen.
Orthophosphoric.
Bromovodična.
Ugalj.
Vodonik jodid.
Sumporna.
Sirćet ili etan.
Butan ili ulje.
Benzoin.

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

Svojstva neorganskih kiselina

Glavna fizička svojstva uključuju, prije svega, različito stanje 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

Sa čime su u interakciji?	Primjer reakcije
1. Sa jednostavnim supstancama - metalima. Obavezni uslov: metal mora biti u EHRNM prije vodonika, jer metali koji stoje poslije vodonika nisu u stanju da ga istisnu iz sastava kiselina. Reakcija uvijek proizvodi vodonik i sol.
2. S razlozima. Rezultat reakcije su sol i voda. Slične reakcije jake kiseline sa alkalijama nazivaju se reakcije neutralizacije.	Bilo koja kiselina (jaka) + rastvorljiva baza = so i voda
3. Sa amfoternim hidroksidima. Zaključak: sol i voda.	2HNO 2 + berilijum hidroksid = Be(NO 2) 2 (srednja so) + 2H 2 O
4. Sa osnovnim oksidima. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = željezo (II) hlorid + H 2 O
5. Sa amfoternim oksidima. Konačni efekat: sol i voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Sa solima koje nastaju slabijim kiselinama. Konačni efekat: sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijum bromid + H 2 O + CO 2

Kada su u interakciji s metalima, ne reagiraju sve kiseline jednako. Hemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje ovakvih reakcija, međutim, i na ovom nivou se razmatraju specifična svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline u interakciji s metalima.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne i nerastvorljive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase tvari imaju zajedničku kemijsku prirodu, što se objašnjava strukturom kristalne rešetke, kao i međusobnim utjecajem atoma u molekulima. Međutim, ako je bilo moguće dati vrlo specifičnu definiciju za okside, onda je to teže učiniti za kiseline i baze.

Baš kao i kiseline, baze su, prema ED teoriji, tvari koje se u vodenoj otopini mogu razgraditi na metalne katjone Me n + i anjone hidroksilnih grupa OH - .

Rastvorljive ili alkalije (jake baze koje se mijenjaju Formirane od metala grupa I i II. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (tj. uzimaju se u obzir elementi samo glavnih podgrupa);
Slabo rastvorljiv ili nerastvorljiv (srednje jačine, ne menjati boju indikatora). Primer: magnezijum hidroksid, gvožđe (II), (III) i drugi.
Molekularne (slabe baze, u vodenom okruženju reverzibilno se disociraju u molekule jona). Primjer: N 2 H 4, amini, amonijak.
Amfoterni hidroksidi (pokazuju dvojna svojstva bazične kiseline). Primjer: berilij, cink i tako dalje.

Svaka predstavljena grupa se izučava u školskom kursu hemije u odeljku „Osnove“. Hemija u razredima 8-9 uključuje detaljno proučavanje alkalija i slabo rastvorljivih jedinjenja.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve alkalije i slabo rastvorljiva jedinjenja nalaze se u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istovremeno, njihove temperature topljenja su obično niske, a slabo topljivi hidroksidi se raspadaju kada se zagrijavaju. Boja baza je drugačija. Ako su alkalije bijele, onda kristali slabo topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različitih boja. Rastvorljivost većine jedinjenja ove klase može se naći u tabeli koja prikazuje formule oksida, baza, kiselina, soli i prikazuje njihovu rastvorljivost.

Alkalije mogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - grimizna, metilnarandžasta - žuta. To se osigurava slobodnim prisustvom hidrokso grupa u otopini. Zato slabo rastvorljive baze ne daju takvu reakciju.

Hemijska svojstva svake grupe baza su različita.

Hemijska svojstva

Alkalije

Slabo rastvorljive baze

Amfoterni hidroksidi

I. Interakcija s CO (rezultat - sol i voda):

2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda

II. Interakcija sa kiselinama (sol i voda):

obične reakcije neutralizacije (vidi kiseline)

III. Oni stupaju u interakciju sa AO kako bi formirali hidrokso kompleks soli i vode:

2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, ili Na 2

IV. Oni stupaju u interakciju s amfoternim hidroksidima i formiraju hidroksi kompleksne soli:

Isto kao i sa AO, samo bez vode

V. Reaguje sa rastvorljivim solima da nastane nerastvorljivi hidroksidi i soli:

3CsOH + željezo (III) hlorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Reaguje sa cinkom i aluminijumom u vodenoj otopini da nastane soli i vodik:

2RbOH + 2Al + voda = kompleks sa hidroksid ionom 2Rb + 3H 2

I. Kada se zagreju, mogu se razgraditi:

nerastvorljivi hidroksid = oksid + voda

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

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

III. Interakcija s KO:

Me +n (OH) n + KO = so + H 2 O

I. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda:

(II) + 2HBr = CuBr 2 + voda

II. Reakcija sa alkalijama: rezultat - sol i voda (stanje: fuzija)

Zn(OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O

III. Reakcija s jakim hidroksidima: rezultat su soli ako se reakcija odvija u vodenoj otopini:

Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Ovo su većina hemijskih svojstava koje pokazuju baze. Hemija baza je prilično jednostavna i prati opšte zakone svih neorganskih jedinjenja.

Klasa neorganskih soli. Klasifikacija, fizička svojstva

Na osnovu odredbi ED, soli se mogu nazvati anorganskim jedinjenjima koja se u vodenom rastvoru disociraju na metalne katjone Me +n i anjone kiselih ostataka An n-. Ovako možete zamisliti soli. Hemija daje više od jedne definicije, ali ova je najtačnija.

Štaviše, prema svojoj hemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

Kiseli (sadrže vodikov kation). Primjer: NaHSO 4.
Basic (sadrži hidrokso grupu). Primjer: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
Srednji (sastoje se samo od metalnog kationa i kiselinskog ostatka). Primjer: NaCL, CaSO 4.
Dvostruko (uključuje dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl(SO 4) 3.
Kompleks (hidrokso kompleksi, akva kompleksi i dr.). Primjer: K 2.

Formule soli odražavaju njihovu kemijsku prirodu, a također ukazuju na kvalitativni i kvantitativni sastav molekula.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različita svojstva rastvorljivosti, što se može videti u odgovarajućoj tabeli.

Ako govorimo o stanju agregacije soli, onda moramo primijetiti njihovu ujednačenost. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Raspon boja je prilično raznolik. Otopine složenih soli u pravilu imaju svijetle, zasićene boje.

Hemijske interakcije za klasu srednjih soli

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

Ukupno se mogu razlikovati 4 glavne vrste interakcija za srednje soli.

I. Interakcija sa kiselinama (samo jakim sa stanovišta ED) sa stvaranjem druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije sa rastvorljivim hidroksidima koje proizvode soli i nerastvorljive baze:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rastvorljiva so + Cu(OH) 2 nerastvorljiva baza

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

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima koji se nalaze u EHRNM lijevo od onog koji formira sol. U ovom slučaju, metal koji reaguje ne bi trebao stupiti u interakciju s vodom u normalnim uvjetima:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Ovo su glavne vrste interakcija koje su karakteristične za srednje soli. Formule složenih, baznih, dvostrukih i kiselih soli same za sebe govore o specifičnosti prikazanih hemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju kemijsku suštinu svih predstavnika ovih klasa anorganskih spojeva, a osim toga daju ideju o nazivu tvari i njenim fizičkim svojstvima. Stoga posebnu pažnju treba posvetiti njihovom pisanju. Općenito nevjerovatna kemijska nauka nudi nam ogroman izbor jedinjenja. Oksidi, baze, kiseline, soli - to je samo dio ogromne raznolikosti.

Oksidi nazivaju se složene supstance čije molekule uključuju atome kiseonika u oksidacionom stanju - 2 i neki drugi element.

može se dobiti direktnom interakcijom kiseonika sa drugim elementom, ili indirektno (na primer, tokom razgradnje soli, baza, kiselina). U normalnim uslovima, oksidi dolaze u čvrstom, tečnom i gasovitom stanju; ova vrsta jedinjenja je vrlo česta u prirodi. Oksidi su sadržani u Zemljina kora. Rđa, pijesak, voda, ugljen-dioksid- ovo su oksidi.

Oni ili stvaraju sol ili ne stvaraju sol.

Oksidi koji stvaraju soli- To su oksidi koji formiraju soli kao rezultat hemijskih reakcija. To su oksidi metala i nemetala, koji u interakciji s vodom stvaraju odgovarajuće kiseline, a u interakciji s bazama odgovarajuće kisele i normalne soli. Na primjer, Bakar oksid (CuO) je oksid koji stvara so, jer, na primer, kada reaguje sa hlorovodoničnom kiselinom (HCl), nastaje so:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Kao rezultat hemijskih reakcija, mogu se dobiti i druge soli:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi koji ne stvaraju soli To su oksidi koji ne stvaraju soli. Primjeri uključuju CO, N 2 O, NO.

Oksidi koji tvore soli su, pak, 3 vrste: osnovni (od riječi « baza » ), kiseli i amfoterni.

Osnovni oksidi Ovi metalni oksidi nazivaju se oni koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi baza. Bazni oksidi uključuju, na primjer, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO itd.

Hemijska svojstva osnovnih oksida

1. Bazni oksidi rastvorljivi u vodi reaguju sa vodom i formiraju baze:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Reaguje sa kiselim oksidima, formirajući odgovarajuće soli

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reagirati s amfoternim oksidima:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Ako sastav oksida sadrži nemetal ili metal s najvećom valentnošću (obično od IV do VII) kao drugi element, tada će takvi oksidi biti kiseli. Kiseli oksidi (anhidridi kiselina) su oni oksidi koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi kiselina. To su, na primjer, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 itd. Kiseli oksidi se rastvaraju u vodi i alkalijama, stvarajući sol i vodu.

Hemijska svojstva kiselinskih oksida

1. Reagirajte s vodom da nastane kiselina:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Ali ne reagiraju svi kiseli oksidi direktno s vodom (SiO 2, itd.).

2. Reagirajte s baziranim oksidima da nastane sol:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Reaguje sa alkalijama, formirajući so i vodu:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

dio amfoterni oksid uključuje element koji ima amfoterna svojstva. Amfoternost se odnosi na sposobnost jedinjenja da pokažu kisela i bazna svojstva u zavisnosti od uslova. Na primjer, cink oksid ZnO može biti ili baza ili kiselina (Zn(OH) 2 i H 2 ZnO 2). Amfoternost se izražava u tome što, u zavisnosti od uslova, amfoterni oksidi ispoljavaju ili bazična ili kisela svojstva.

Hemijska svojstva amfoternih oksida

1. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reaguje sa čvrstim alkalijama (tokom fuzije), formirajući kao rezultat reakcije so - natrijum cinkat i vodu:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Kada cink oksid stupi u interakciju s alkalnom otopinom (isti NaOH), dolazi do druge reakcije:

ZnO + 2 NaOH + H 2 O => Na 2.

Koordinacioni broj je karakteristika koja određuje broj obližnjih čestica: atoma ili jona u molekulu ili kristalu. Svaki amfoterni metal ima svoj koordinacijski broj. Za Be i Zn je 4; Za i Al je 4 ili 6; Za i Cr je 6 ili (vrlo rijetko) 4;

Amfoterni oksidi su obično netopivi u vodi i ne reagiraju s njom.

Imate još pitanja? Želite li saznati više o oksidima?
Da biste dobili pomoć od tutora, registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

web stranicu, kada kopirate materijal u cijelosti ili djelomično, link na izvor je obavezan.