Το οξείδιο δεν διαλύεται στο νερό. Οι εξελίξεις της σύγχρονης φυσικής επιστήμης. Χημικές αλληλεπιδράσεις για την κατηγορία των μεσαίων αλάτων

Η επιπλοκή της δομής μιας ουσίας κατά την ταξινόμηση των ανόργανων ενώσεων εμφανίζεται με την ακόλουθη σειρά: στοιχεία ® οξείδια (βασικά, όξινα, αμφοτερικά) ® υδροξείδια (βάσεις και οξέα) ® άλατα (μέσο, ​​όξινο, βασικό).

Οξείδια ονομάζονται σύνθετες ουσίες που αποτελούνται από δύο στοιχεία, ένα εκ των οποίων είναι το οξυγόνο. Σύμφωνα με τη χημική τους φύση, τα οξείδια χωρίζονται σε τρεις ομάδες:

· βασικά οξείδια, Na 2 O, MgO, CaO, FeO, NiO, Fe 2 O 3, ...;

· οξείδια οξέος, SO 2, SO 3, CO 2, Mn 2 O 7, P 2 O 5, ...;

· αμφοτερικά οξείδια, Al 2 O 3, ZnO, BeO, SnO, Cr 2 O 3, PbO

στερεά οξείδια K 2 O, Al 2 O 3, P 2 O 5, ...

υγρό: SO 3, N 2 O 4, ...

αέριο: CO 2, NO 2, SO 2 ...

Με βάση τη διαλυτότητα στο νερό, τα οξείδια χωρίζονται:

επί διαλυτός(SO 2, CO 2, K 2 O, Na 2 O, Rb 2 O, CaO)

Και αδιάλυτο: ( CuO, FeO, NiO, SiO 2, Al 2 O 3, MoO 3, αμφοτερικά οξείδια)

1.1.1 Βασικά οξείδια

Κύριοςλέγονται οξείδια, τα οποία όταν αντιδρούν με οξέα σχηματίζουν αλάτι και νερό. Τα κύρια οξείδια περιλαμβάνουν το οξείδιο του καλίου K2O, το οξείδιο του ασβεστίου CaO, το οξείδιο του μαγγανίου (II) MnO, το οξείδιο του χαλκού (I) Cu2O κ.λπ.

Τα βασικά οξείδια αντιδρούν με οξέα για να σχηματιστούν

αλάτι και νερό? MnO + 2HCl Þ MnCl 2 + H 2 O; Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

Τα βασικά οξείδια αλληλεπιδρούν με τα όξινα οξείδια με

ο σχηματισμός αλάτων: CaO + CO 2 = CaCO 3; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4.

2FeO + SiO 2 = Fe 2 SiO 4

Οξείδια αλκαλίων και μετάλλων αλκαλικών γαιών αντιδρούν με το νερό:

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

Κάποιος μπορεί επίσης να ορίσει βασικά οξείδια ως εκείνα τα οξείδια στα οποία αντιστοιχούν οι βάσεις. Για παράδειγμα, το οξείδιο του μαγγανίου MnO αντιστοιχεί στο υδροξείδιο Mn(OH) 2. Τα κύρια οξείδια είναι οξείδια μικρό-, φά-Και ρε-στοιχεία στη χαμηλότερη κατάσταση οξείδωσης και οξείδια ορισμένων Π-στοιχεία.

Όξινα οξείδια

Όξινα οξείδιαμπορούν να ονομαστούν οξείδια, τα οποία αντιστοιχούν σε οξέα. Έτσι, το οξείδιο του θείου (VI) SO 3 αντιστοιχεί σε θειικό οξύ H 2 SO 4, ανώτερο οξείδιο μαγγανίου (VII) Mn 2 O 7 - οξύ μαγγανίου HMnO 4.

(ΕΝΑ). Μια κοινή ιδιότητα όλων των όξινων οξειδίων είναι η ικανότητά τους να αντιδρούν με βάσεις για να σχηματίσουν αλάτι και νερό:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O για να γράψετε τον τύπο του άλατος που πρέπει να γνωρίζετε

Ποιο οξύ αντιστοιχεί σε αυτό το οξείδιο;

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]

(σι). Τα όξινα οξείδια αλληλεπιδρούν με βασικά οξείδια για να σχηματίσουν άλατα: CaO + CO 2 = CaCO 3 ; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4.

(V). Σε σχέση με το νερό, τα οξείδια οξέος μπορεί να είναι καλά ή ελάχιστα διαλυτά. Στα διαλυτά οξείδια περιλαμβάνονται το μονοξείδιο του άνθρακα (IV) CO 2, τα οξείδια του θείου κ.λπ. Στα κακώς διαλυτά όξινα οξείδια περιλαμβάνονται το οξείδιο του πυριτίου SiO 2, το οξείδιο του μολυβδαινίου MoO 3 κ.λπ. Όταν διαλύονται σε νερό, σχηματίζονται οξέα: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

3

1 Κρατικό Τεχνικό Πανεπιστήμιο της Μόσχας που πήρε το όνομά του. Ν.Ε. Μπάουμαν

2 Πρώτο Κρατικό Ιατρικό Πανεπιστήμιο της Μόσχας που πήρε το όνομά του. ΤΟΥΣ. Σετσένοφ

3 Κρατικό Παιδαγωγικό Πανεπιστήμιο της Μόσχας

Τα θέματα της χάραξης εναποθέσεων οξειδίων από την επιφάνεια των χάλυβων που περιέχουν κοβάλτιο και σίδηρο ήταν πάντα πρακτικής σημασίας και ήταν σχετικά. Έχοντας μελετήσει μεγάλο όγκο υλικού για αυτό το ζήτημα, οι συγγραφείς δηλώνουν ότι ορισμένες πτυχές του προβλήματος δεν έχουν ακόμη μελετηθεί πλήρως (αυτές περιλαμβάνουν την επίδραση των χαρακτηριστικών των διαλυμάτων ηλεκτρολυτών, τον προσδιορισμό του μηχανισμού δράσης αυτών των παραγόντων). Τα οξείδια του κοβαλτίου και του σιδήρου χρησιμοποιούνται ευρέως ως καταλύτες για διάφορες χημικές διεργασίες (οξείδωση μεθανίου και μονοξειδίου του άνθρακα, αφυδρογόνωση παραφινών κ.λπ.). Οι ιδιότητές τους εξαρτώνται από τα χαρακτηριστικά της επιφάνειας, η οποία καθορίζει την κινητική της διάλυσης του οξειδίου. Πειραματικές μελέτες που πραγματοποιήθηκαν σχετικά με την επίδραση των ανόργανων οξέων (ιδίως του H2SO4) στον ρυθμό ετερογενούς αντίδρασης (Co3O4 και Fe3O4 σε όξινο μέσο) αποκάλυψαν τη φύση του περιοριστικού σταδίου, το οποίο συνίσταται στον σχηματισμό επιφανειακών ενώσεων του τύπου - και την επακόλουθη μετάβασή τους στο διάλυμα ηλεκτρολύτη. Μια συστηματική ανάλυση των καμπυλών διάλυσης οξειδίων έχει επίσης αναπτυχθεί για τον υπολογισμό των κινητικών παραμέτρων: ενέργεια ενεργοποίησης και εντολές αντίδρασης για ιόντα υδρογόνου και θειικά ιόντα.

οξείδιο του κοβαλτίου

οξείδιο του σιδήρου

κινητική

διάλυση

πρίπλασμα

Μοντέλο Barton–Stransky

Μέθοδος Hougen–Watson

1. Bokshtein B.S., Mendelev M.I., Pokhvisnev Yu.V. Φυσική χημεία: θερμοδυναμική και κινητική. – Μ.: Εκδοτικός οίκος «ΜΙΣΗΣ», 2012. – 258 σελ.

2. Butler J. Ιωνικές ισορροπίες. – Λ.: Χημεία, 1973. – 448 σελ.

3. Delmon B. Κινητική ετερογενών αντιδράσεων. – Μ.: Μιρ, 1972. – 555 σελ.

4. Barre P. Κινητική ετερογενών διεργασιών. – Μ.: Μιρ, 1976. – 400 σελ.

5. Kiselev M.Yu. Μηχανισμός και κινητική διάλυσης πυρίτη με ηλεκτροχημική χλωρίωση // Νέα ανώτατων εκπαιδευτικών ιδρυμάτων. Περιοδικό Mining. – 2010. – Αρ. 4. – Σ. 101–104.

6. Korzenshtein N.M., Samuylov E.V. Ογκομετρική συμπύκνωση σε ετερογενείς αντιδράσεις // Colloid Journal. – 2013. – Τ. 75, Αρ. 1. – 84 σελ.

7. Kolesnikov V.A., Kapustin V.A., Kapustin Yu.I., Isaev M.K., Kolesnikov A.V. Οξείδια μετάλλων – πολλά υποσχόμενα υλικά για ηλεκτροχημικές διεργασίες // Γυαλί και Κεραμικά. – 2016. – Αρ. 12. – Σ. 23–28.

8. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Izotov A.D. Μελέτη της κινητικής της διάλυσης οξειδίων του κοβαλτίου (Co3O4, Co2O3) σε διάφορες συγκεντρώσεις H2SO4, HCl, EDTA και pH // Volgograd: Abstracts of XIX Mend. Συνέδριο Γενικής και Εφαρμοσμένης Χημείας. – 2011. – Τ. 3 – Σελ. 366.

9. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Layner Yu.A. Κινητική διάλυσης οξειδίων κοβαλτίου σε όξινα μέσα // Μέταλλα. – 2010. – Νο. 2. – Σελ. 21–27.

10. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Plakhotnaya O.N., Goryacheva V.N. Μοντελοποίηση κινητικών διεργασιών διάλυσης οξειδίων κοβαλτίου και χαλκού σε θειικό οξύ // Bulletin of MSTU im. Ν.Ε. Μπάουμαν. Ser. Φυσικές επιστήμες. – 2017. – Αρ. 3. – σελ. 124–134.

Οι διεξαγόμενες πειραματικές μελέτες της διάλυσης των φάσεων οξειδίου επιτρέπουν να περιγραφούν λεπτομερώς οι διαδικασίες συμπεριφοράς της στερεάς φάσης σε όξινο περιβάλλον, να εξηγηθούν τα φαινόμενα που συμβαίνουν στην επιφάνεια των οξειδίων, λαμβάνοντας υπόψη τα οξεοβασικά χαρακτηριστικά τους. και ο μηχανισμός διάλυσης, για να πραγματοποιηθεί η μοντελοποίηση του τόπο χημικές αντιδράσεις.

Σκοπός έρευναςσυνίσταται στη μελέτη και μοντελοποίηση της διαδικασίας διάλυσης των Co3O4 και Fe3O4 σε θειικό οξύ.

Υλικά και μέθοδοι έρευνας

Για την έρευνα, ελήφθησαν δείγματα βάρους 500 mg με d = 80÷100 μm. Η ταυτοποίηση των οξειδίων πραγματοποιήθηκε με περίθλαση ακτίνων Χ, IR και θερμικές αναλύσεις.

Για να αποσαφηνιστεί ο μηχανισμός διάλυσης στερεών δειγμάτων οξειδίων μετάλλων σε όξινα μέσα, το πείραμα διεξήχθη σε ένα όργανο (θερμοστατικός αντιδραστήρας με όγκο 0,5 l) για τη μελέτη της κινητικής διάλυσης στερεών δειγμάτων, εξαιρουμένης της επίδρασης οποιουδήποτε ανεξέλεγκτους παράγοντες στο φαινόμενο που μελετάται. Η πειραματική θερμοκρασία ήταν 363 Κ. Το πείραμα πραγματοποιήθηκε σε διάφορες τιμές pH και συγκεντρώσεις ανόργανου οξέος.

Σε ορισμένα χρονικά διαστήματα, δείγματα της υγρής φάσης ελήφθησαν από το δοχείο αντίδρασης χρησιμοποιώντας ένα γυάλινο φίλτρο Schott. Η συγκέντρωση ιόντων κοβαλτίου προσδιορίστηκε φασματοφωτομετρικά (φασματοφωτόμετρο UF-3100) χρησιμοποιώντας θειοκυανικό αμμώνιο και σίδηρο με χρήση ο-φαινανθρολίνης.

Τα ληφθέντα πειραματικά δεδομένα σχετικά με την επίδραση της συγκέντρωσης οξέος στον ρυθμό διάλυσης του οξειδίου του κοβαλτίου Co3O4 και Fe3O4 παρουσιάζονται στο Σχήμα. 1 (κουκκίδες - πειραματικά δεδομένα, γραμμές - αποτελέσματα προσομοίωσης). Το κλάσμα διαλυμένης ουσίας a υπολογίστηκε χρησιμοποιώντας την εξίσωση: a = Dt/D∞.

Ρύζι. 1. α) Εξάρτηση της αναλογίας του διαλυμένου οξειδίου του Co3O4 από το χρόνο σε διαφορετικές συγκεντρώσεις θειικού οξέος (mol/l): 1 - 10,0; 2 - 5,93; 3 - 2,97; 4 - 1,0; 5 - 0,57; 6 - 0,12; Τ = 363,2 Κ; β) Εξάρτηση της αναλογίας του διαλυμένου οξειδίου Fe3O4 από το χρόνο σε διαφορετικές συγκεντρώσεις θειικού οξέος (mol/l): 1 - 10,3. 2 - 7,82; 3 - 3,86; 4 - 2,44; T = 293 K

Αποτελέσματα έρευνας και συζήτηση

Υπολογισμός κινητικών παραμέτρων. Πραγματοποιήθηκε ανάλυση πειραματικών κινητικών δεδομένων χρησιμοποιώντας τις εξισώσεις της ετερογενούς κινητικής, οι οποίες επέτρεψαν τον προσδιορισμό των τάξεων των αντιδράσεων για διάφορα ιόντα (ni), τον ειδικό ρυθμό διάλυσης (Wi), την εξάρτησή του από τη συγκέντρωση του διαλύματος , καθώς και τις ενέργειες ενεργοποίησης των αντιδράσεων (Εα).

Η κινητική των ετερογενών αντιδράσεων βασίζεται στην υποχρεωτική εξέταση των αλλαγών στην επιφάνεια των σωματιδίων κατά τη διάρκεια της διαδικασίας διάλυσης με την πάροδο του χρόνου· επιπλέον, κατά κανόνα, οι ετερογενείς αντιδράσεις χαρακτηρίζονται από σταθερό ρυθμό με την πάροδο του χρόνου (1).

Σε αυτή την περίπτωση, ο ρυθμός διάλυσης του οξειδίου μπορεί να αναπαρασταθεί από την εξίσωση:

όπου Wi είναι ο συγκεκριμένος ρυθμός διάλυσης. Η f(α) είναι μια συνάρτηση που λαμβάνει υπόψη πώς αλλάζει η επιφάνεια του οξειδίου με την πάροδο του χρόνου.

Για να διευκρινίσουμε τον μηχανισμό διάλυσης και να μοντελοποιήσουμε αυτό το φαινόμενο, χρησιμοποιήσαμε το μοντέλο Barton-Stransky (2):

, (2)

όπου το Α είναι σταθερά. Η τιμή του είναι ευθέως ανάλογη με τον αριθμό των ενεργών κέντρων στην επιφάνεια ενός σωματιδίου οξειδίου.

Για την εύρεση των τιμών των μεταβλητών W και A χρησιμοποιήθηκαν μέθοδοι ανάλυσης μη γραμμικής παλινδρόμησης και το πρόγραμμα υπολογιστή MathCad.

Τραπέζι 1

Ειδικός ρυθμός διάλυσης των οξειδίων Co3O4 και Fe3O4 ανάλογα με τη συγκέντρωση του H2SO4

Από τα δεδομένα του πίνακα και το Σχ. 2 (κουκκίδες - πειραματικά δεδομένα, γραμμές - το αποτέλεσμα της μοντελοποίησης σύμφωνα με την εξίσωση (3)) προκύπτει ότι το οξείδιο του κοβαλτίου Co3O4 διαλύεται ταχύτερα στο θειικό οξύ από το οξείδιο του σιδήρου Fe3O4. Η σειρά αντίδρασης ως προς τα ιόντα υδρογόνου για τα δύο οξείδια είναι περίπου 0,5. (όλα τα αποτελέσματα βασίζονται στο μοντέλο Barton-Stransky).

Ρύζι. 2. α) εξάρτηση του λογάριθμου ταχύτητας (log W) από τον λογάριθμο συγκέντρωσης (log C(H2SO4)) κατά τη διάλυση του Co3O4 σε θειικό οξύ. β) εξάρτηση του λογάριθμου ταχύτητας (log W) από τον λογάριθμο συγκέντρωσης (log C(H2SO4)) όταν το Fe3O4 διαλύεται σε θειικό οξύ

Τα δεδομένα που ελήφθησαν καθιστούν δυνατή την περιγραφή της σχέσης μεταξύ του ειδικού ρυθμού διάλυσης των οξειδίων Co3O4 και Fe3O4 και της συγκέντρωσης H2SO4 με τη γενικευμένη εξίσωση

, (3)

όπου ≡, W0 είναι η σταθερά ταχύτητας διάλυσης, K1, K2 είναι σταθερές.

Μοντελοποίηση του μηχανισμού διάλυσης οξειδίων κοβαλτίου και σιδήρου σε ανόργανο οξύ. Η διάλυση των οξειδίων στα οξέα συμβαίνει σε επιφανειακά ελαττώματα του κρυσταλλικού πλέγματος, τα λεγόμενα ενεργά κέντρα διάλυσης οξειδίων που έχουν προσροφήσει ιόντα Η+ και ζεύγη ιόντων Η+...Α-.

Η μέθοδος Hougen-Watson καθιστά δυνατή την προσομοίωση της επίδρασης του pH και της συγκέντρωσης οξέος στον ρυθμό διάλυσης των οξειδίων.

Σε αυτή την περίπτωση, ο ρυθμός διάλυσης του κοβαλτίου και των οξειδίων του σιδήρου θα εκφραστεί με την εξίσωση:

Πιθανώς, στην επιφάνεια των οξειδίων σχηματίζονται σωματίδια υδροξο-συμπλοκών μετάλλων της ίδιας σύνθεσης με αυτά που υπάρχουν στο διάλυμα. Για τον υπολογισμό της συγκέντρωσης των υδροξοσυμπλοκών, χρησιμοποιήσαμε εξισώσεις ισοζυγίου υλικών σε αντιδράσεις υδρόλυσης για ιόντα υδρογόνου, κοβαλτίου και σιδήρου. εξισώσεις υδρόλυσης για όλα τα στάδια για τον υπολογισμό των σταθερών υδρόλυσης. Η μέθοδος Hougen-Watson υποθέτει ότι η εξάρτηση της συγκέντρωσης ιόντων από την επιφάνεια των οξειδίων και στο διάλυμα υπακούει στην ισόθερμη Langmuir, η οποία καθιστά δυνατή τη συσχέτιση των συγκεντρώσεων επιφάνειας και όγκου των ιόντων (εξίσωση (5)).

Η εξάρτηση του ειδικού ρυθμού διάλυσης των οξειδίων του κοβαλτίου Co3O4 και Fe3O4 σε αραιό θειικό οξύ εκφράζεται με τις εξισώσεις (5-7).

Η συγκέντρωση των ιόντων και μπορεί να εκφραστεί ως προς τη συνολική συγκέντρωση των ιόντων Co3+ και Fe3+, εάν διαπιστωθεί η περιεκτικότητά τους στο διάλυμα. Σε αυτή την περίπτωση και . Τότε η ταχύτητα είναι

Αν προσομοιώσουμε τη διαδικασία διάλυσης οξειδίου και υποθέσουμε ότι τα ιόντα δρουν ως επιφανειακά ενεργά σωματίδια, τότε η εξάρτηση της ταχύτητας της διεργασίας από τη συγκέντρωση ιόντων θα φαίνεται ως εξής (a1 είναι ο αριθμός των ιόντων στο διάλυμα).

αυξάνουν

διαλυτότητα οξειδίων και

υδροξείδια

Υποομάδα

Κατά τη διάλυση, τα ιοντικά οξείδια εισέρχονται σε χημική αλληλεπίδραση με το νερό, σχηματίζοντας τα αντίστοιχα υδροξείδια:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

πολύ δυνατός

βασική βάση οξειδίου

Τα υδροξείδια των μετάλλων αλκαλίων και αλκαλικών γαιών είναι ισχυρές βάσεις και διασπώνται πλήρως στο νερό σε μεταλλικά κατιόντα και ιόντα υδροξειδίου:

NaOH Na + + OH -

Δεδομένου ότι η συγκέντρωση των ιόντων ΟΗ - αυξάνεται, τα διαλύματα αυτών των ουσιών έχουν ένα εξαιρετικά αλκαλικό περιβάλλον (pH>>7). ονομάζονται αλκάλια.

Δεύτερη ομάδα πολύ διαλυτόστα οξείδια του νερού και στις αντίστοιχες υδροξυ ενώσεις τους – μοριακά οξείδια και οξέα με ομοιοπολικό τύπο χημικών δεσμών. Αυτές περιλαμβάνουν ενώσεις τυπικών αμετάλλων στην υψηλότερη κατάσταση οξείδωσης και ορισμένων d-μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης: +6, +7. Τα διαλυτά μοριακά οξείδια (SO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 ) αντιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν τα αντίστοιχα οξέα:

SO 3 + H 2 O H 2 SO 4

οξείδιο του θείου (VI) θειικό οξύ

ισχυρό οξύ ισχυρό οξύ

N2O5 + H2O2HNO3

νιτρικό οξείδιο (V) νιτρικό οξύ

Mn 2 O 7 + H 2 O 2HMnO 4

οξείδιο μαγγανίου (VII) οξείδιο μαγγανίου

Τα ισχυρά οξέα (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, HClO 3, HMnO 4) στα διαλύματα διασπώνται πλήρως σε κατιόντα H + και υπολείμματα οξέος:

Στάδιο 2: H 2 PO 4 – H + + HPO 4 2–

K 2 =(=6,2∙10 –8;

Στάδιο 3: HPO 4 2– H + + PO 4 3–

K 3 =()/=4,4∙10 –13,

όπου Κ1, Κ2, Κ3 είναι οι σταθερές διάστασης του ορθοφωσφορικού οξέος, αντίστοιχα, για το πρώτο, το δεύτερο και το τρίτο στάδιο.

Η σταθερά διάστασης (Πίνακας Παράρτημα 1) χαρακτηρίζει την ισχύ του οξέος, δηλ. την ικανότητά του να αποσυντίθεται (διάσπαση) σε ιόντα σε ένα δεδομένο διαλύτη σε μια δεδομένη θερμοκρασία. Όσο μεγαλύτερη είναι η σταθερά διάστασης, όσο περισσότερο η ισορροπία μετατοπίζεται προς το σχηματισμό ιόντων, τόσο ισχυρότερο είναι το οξύ, δηλ. Στο πρώτο στάδιο, η διάσταση του φωσφορικού οξέος είναι καλύτερη από ό,τι στο δεύτερο και, κατά συνέπεια, στο τρίτο στάδιο.

Τα μετρίως διαλυτά οξείδια του θείου (IV), του άνθρακα (IV), του αζώτου (III) κ.λπ. σχηματίζουν αντίστοιχα ασθενή οξέα στο νερό, τα οποία διασπώνται μερικώς.

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 -

αδύναμος-αδύναμος

όξινα οξέα

Αντίδραση εξουδετέρωσης

Η αντίδραση εξουδετέρωσης μπορεί να εκφραστεί με το ακόλουθο σχήμα:

H 2 O

(βάση ή (οξύ ή οξέα-

βασικό οξείδιο)

5.3.1. Ιδιότητες βασικών ενώσεωνπαρουσιάζουν οξείδια και υδροξείδια των μετάλλων s (εξαίρεση Be), d-μετάλλων σε κατάσταση οξείδωσης (+1, +2) (εξαίρεση Zn), μερικά p-μέταλλα (βλ. Εικ. 3).

										VIIIA
Εγώ Α	II Α				IIIA	IVA	V.A.	ΜΕΣΩ	VIIA
Li	Είναι				σι	ντο	Ν	Ο	φά

Διαγώνια ομοιότητα Ο Αλ Zn Γε Αδιάλυτο: συνήθως βασικό Αμφοτερικά οξείδια Ασθενές οξύ Τα οξείδια διαλύονται για να σχηματίσουν οξέα

Ρύζι. 3. Οξεοβασικές ιδιότητες των οξειδίων και των αντίστοιχων υδροξυ ενώσεων τους

Μια χαρακτηριστική ιδιότητα των βασικών ενώσεων είναι η ικανότητά τους να αντιδρούν με οξέα, όξινα ή αμφοτερικά οξείδια για να σχηματίσουν άλατα, για παράδειγμα:

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

Ανάλογα με τον αριθμό των πρωτονίων που μπορούν να προστεθούν στη βάση, υπάρχουν βάσεις μονοοξέων (για παράδειγμα, LiOH, KOH, NH 4 OH), διόξινες βάσεις κ.λπ.

Για τις βάσεις πολυοξέων, η αντίδραση εξουδετέρωσης μπορεί να προχωρήσει σε στάδια με το σχηματισμό πρώτα βασικών και μετά ενδιάμεσων αλάτων.

Me(OH) 2 MeOHCl MeCl 2

υδροξείδιο NaOH βασικό μέσο NaOH

αλάτι μετάλλου αλάτι

Για παράδειγμα:

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

υδροξοκοβάλτιο (II)

(βασικό αλάτι)

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

κοβάλτιο (II)

(μέτριο αλάτι)

5.3.2. Ιδιότητες όξινων ενώσεωνεμφανίζουν οξείδια και οξέα μη μετάλλων, καθώς και d-μέταλλα σε κατάσταση οξείδωσης (+5, +6, +7) (βλ. Εικ. 3).

Μια χαρακτηριστική ιδιότητα είναι η ικανότητά τους να αλληλεπιδρούν με βάσεις, βασικά και αμφοτερικά οξείδια για να σχηματίζουν άλατα, για παράδειγμα:

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

Με βάση την παρουσία οξυγόνου στη σύνθεσή τους, τα οξέα χωρίζονται σε που περιέχει οξυγόνο(για παράδειγμα, H 2 SO 4, HNO 3) και χωρίς οξυγόνο(HBr, H2S). Με βάση τον αριθμό των ατόμων υδρογόνου που περιέχονται σε ένα μόριο οξέος που μπορεί να αντικατασταθεί από άτομα μετάλλου, υπάρχουν μονοβασικά οξέα (για παράδειγμα, υδροχλώριο HCl, νιτρώδες οξύ HNO 2), διβασικά (θείο H 2 SO 3, άνθρακας H 2 CO 3), τριβασικό (ορθοφωσφορικό H 3 PO 4) κ.λπ.

Τα πολυβασικά οξέα εξουδετερώνονται σταδιακά με το σχηματισμό αρχικά όξινων και στη συνέχεια μεσαίων αλάτων:

H 2 X NaHX Na 2 X

πολυβασικό όξινο μέσο

όξινο αλάτι αλάτι

Για παράδειγμα, το ορθοφωσφορικό οξύ μπορεί να σχηματίσει τρεις τύπους αλάτων ανάλογα με την ποσοτική αναλογία του οξέος και του αλκαλίου που λαμβάνεται:

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

1:1 διόξινο φωσφορικό

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

2:1 όξινο φωσφορικό

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

3:1 ορθοφωσφορικό

5.3.3. Αμφοτερικά οξείδια και υδροξείδιααπό Be, p-μετάλλα που βρίσκονται κοντά στην «αμφοτερική διαγώνιο» (Al, Ga, Sn, Pb), καθώς και d-μέταλλα σε καταστάσεις οξείδωσης (+3, +4) και Zn (+2) (βλ. Εικ. 3 ).

Τα ελαφρώς διαλυόμενα, αμφοτερικά υδροξείδια διασπούν τόσο τα βασικά όσο και τα όξινα:

2H + + 2– Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH –

Επομένως, τα αμφοτερικά οξείδια και τα υδροξείδια μπορούν να αντιδράσουν τόσο με οξέα όσο και με βάσεις. Όταν αλληλεπιδρούν με ισχυρότερα οξέα, οι αμφοτερικές ενώσεις εμφανίζουν τις ιδιότητες των βάσεων.

ZnO + SO 3 → ZnSO 4 + H 2 O

οξύ

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

βασικό οξύ

συνδέσεις

Όταν αλληλεπιδρούν με ισχυρές βάσεις, οι αμφοτερικές ενώσεις εμφανίζουν τις ιδιότητες των οξέων, σχηματίζοντας τα αντίστοιχα άλατα. Η σύνθεση του άλατος εξαρτάται από τις συνθήκες αντίδρασης. Όταν συντήκονται, σχηματίζονται απλά «αφυδατωμένα» άλατα.

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

όξινη βάση ψευδαργύρου νατρίου

χημική ένωση

2NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Σύνθετα άλατα σχηματίζονται σε υδατικά διαλύματα αλκαλίων:

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2

(υδατικό τετραϋδροξοζινικό

Η σύγχρονη χημική επιστήμη αντιπροσωπεύει πολλούς διαφορετικούς κλάδους και καθένας από αυτούς, εκτός από τη θεωρητική του βάση, έχει μεγάλη εφαρμοσμένη και πρακτική σημασία. Ό,τι κι αν αγγίξεις, όλα γύρω σου είναι ένα χημικό προϊόν. Οι κύριες ενότητες είναι η ανόργανη και η οργανική χημεία. Ας εξετάσουμε ποιες κύριες κατηγορίες ουσιών ταξινομούνται ως ανόργανες και ποιες ιδιότητες έχουν.

Κύριες κατηγορίες ανόργανων ενώσεων

Αυτά περιλαμβάνουν τα ακόλουθα:

1. Οξείδια.
2. Αλας.
3. Λόγοι.
4. Οξέα.

Κάθε μία από τις κατηγορίες αντιπροσωπεύεται από μια μεγάλη ποικιλία ενώσεων ανόργανης φύσης και είναι σημαντική σε σχεδόν οποιαδήποτε δομή της ανθρώπινης οικονομικής και βιομηχανικής δραστηριότητας. Όλες οι κύριες ιδιότητες αυτών των ενώσεων, η εμφάνισή τους στη φύση και η παραγωγή τους μελετώνται σε ένα σχολικό μάθημα χημείας χωρίς αποτυχία, στις τάξεις 8-11.

Υπάρχει ένας γενικός πίνακας οξειδίων, αλάτων, βάσεων, οξέων, ο οποίος παρουσιάζει παραδείγματα για κάθε ουσία και την κατάσταση συσσωμάτωσης και εμφάνισής τους στη φύση. Δείχνει επίσης αλληλεπιδράσεις που περιγράφουν Χημικές ιδιότητες. Ωστόσο, θα εξετάσουμε κάθε μια από τις κατηγορίες ξεχωριστά και με περισσότερες λεπτομέρειες.

Ομάδα ενώσεων - οξειδίων

4. Αντιδράσεις ως αποτέλεσμα των οποίων τα στοιχεία αλλάζουν το CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Νερό αντιδραστηρίου: σχηματισμός οξέων (εξαίρεση SiO 2)

CO + νερό = οξύ

2. Αντιδράσεις με βάσεις:

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

3. Αντιδράσεις με βασικά οξείδια: σχηματισμός αλάτων

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

4. Αντιδράσεις OVR:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Παρουσιάζουν διπλές ιδιότητες και αλληλεπιδρούν σύμφωνα με την αρχή της μεθόδου οξέος-βάσης (με οξέα, αλκάλια, βασικά οξείδια, οξείδια οξέος). Δεν αλληλεπιδρούν με το νερό.

1. Με οξέα: σχηματισμός αλάτων και νερού

AO + οξύ = άλας + H 2 O

2. Με βάσεις (αλκάλια): σχηματισμός υδροξοσυμπλοκών

Al 2 O 3 + LiOH + νερό = Li

3. Αντιδράσεις με οξείδια οξέος: λήψη αλάτων

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Αντιδράσεις με OO: σχηματισμός αλάτων, σύντηξη

MnO + Rb 2 O = διπλό αλάτι Rb 2 MnO 2

5. Αντιδράσεις σύντηξης με αλκάλια και ανθρακικά μετάλλων αλκαλίων: σχηματισμός αλάτων

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

Δεν σχηματίζουν ούτε οξέα ούτε αλκάλια. Παρουσιάζουν ιδιαίτερα συγκεκριμένες ιδιότητες.

Κάθε ανώτερο οξείδιο, που σχηματίζεται είτε από μέταλλο είτε από αμέταλλο, όταν διαλύεται στο νερό, δίνει ένα ισχυρό οξύ ή αλκάλιο.

Οργανικά και ανόργανα οξέα

Στον κλασικό ήχο (με βάση τις θέσεις της ΕΔ - ηλεκτρολυτική διάσταση - τα οξέα είναι ενώσεις, σε υδάτινο περιβάλλονδιάσπαση σε κατιόντα H + και ανιόντα υπολειμμάτων οξέος An -. Ωστόσο, σήμερα τα οξέα έχουν επίσης μελετηθεί εκτενώς σε άνυδρες συνθήκες, επομένως υπάρχουν πολλές διαφορετικές θεωρίες για τα υδροξείδια.

Οι εμπειρικοί τύποι οξειδίων, βάσεων, οξέων, αλάτων αποτελούνται μόνο από σύμβολα, στοιχεία και δείκτες που υποδεικνύουν την ποσότητα τους στην ουσία. Για παράδειγμα, τα ανόργανα οξέα εκφράζονται με τον τύπο Η + υπόλειμμα οξέος n-. Οργανική ύληέχουν διαφορετική θεωρητική χαρτογράφηση. Εκτός από την εμπειρική, μπορείτε να γράψετε έναν πλήρη και συντομευμένο δομικό τύπο για αυτούς, ο οποίος θα αντικατοπτρίζει όχι μόνο τη σύνθεση και την ποσότητα του μορίου, αλλά και τη σειρά των ατόμων, τη σύνδεσή τους μεταξύ τους και την κύρια λειτουργική ομάδα για καρβοξυλικά οξέα -COOH.

Στα ανόργανα, όλα τα οξέα χωρίζονται σε δύο ομάδες:

• χωρίς οξυγόνο - HBr, HCN, HCL και άλλα.
• που περιέχουν οξυγόνο (οξοξέα) - HClO 3 και οτιδήποτε υπάρχει οξυγόνο.

Τα ανόργανα οξέα ταξινομούνται επίσης με βάση τη σταθερότητα (σταθερά ή σταθερά - τα πάντα εκτός από ανθρακικά και θειούχα, ασταθή ή ασταθή - ανθρακικά και θειούχα). Όσον αφορά την αντοχή, τα οξέα μπορεί να είναι ισχυρά: θειικό, υδροχλωρικό, νιτρικό, υπερχλωρικό και άλλα, καθώς και αδύναμα: υδρόθειο, υποχλωριώδες και άλλα.

Η οργανική χημεία δεν προσφέρει την ίδια ποικιλία. Τα οξέα που είναι οργανικής φύσης ταξινομούνται ως καρβοξυλικά οξέα. Κοινό χαρακτηριστικό τους είναι η παρουσία της λειτουργικής ομάδας -COOH. Για παράδειγμα, HCOOH (μυρμηκικό), CH 3 COOH (οξικό), C 17 H 35 COOH (στεατικό) και άλλα.

Υπάρχει ένας αριθμός οξέων που τονίζονται ιδιαίτερα προσεκτικά όταν εξετάζεται αυτό το θέμα σε ένα μάθημα χημείας του σχολείου.

1. Solyanaya.
2. Αζωτο.
3. Ορθοφωσφορικός.
4. Υδροβρωμικό.
5. Κάρβουνο.
6. Ιωδιούχο υδρογόνο.
7. Θειικός.
8. Οξικό ή αιθάνιο.
9. Βουτάνιο ή λάδι.
10. Βενζόη.

Αυτά τα 10 οξέα στη χημεία είναι θεμελιώδεις ουσίες της αντίστοιχης τάξης τόσο στο σχολικό μάθημα όσο και γενικά στη βιομηχανία και τις συνθέσεις.

Ιδιότητες ανόργανων οξέων

Οι κύριες φυσικές ιδιότητες περιλαμβάνουν, πρώτα απ 'όλα, τη διαφορετική κατάσταση συσσωμάτωσης. Άλλωστε, υπάρχει μια σειρά από οξέα που έχουν τη μορφή κρυστάλλων ή σκόνης (βορικού, ορθοφωσφορικού) υπό κανονικές συνθήκες. Η συντριπτική πλειοψηφία των γνωστών ανόργανων οξέων είναι διαφορετικά υγρά. Τα σημεία βρασμού και τήξης ποικίλλουν επίσης.

Τα οξέα μπορούν να προκαλέσουν σοβαρά εγκαύματα, καθώς έχουν τη δύναμη να καταστρέψουν τον οργανικό ιστό και το δέρμα. Οι δείκτες χρησιμοποιούνται για την ανίχνευση οξέων:

• πορτοκαλί μεθυλίου (σε κανονικό περιβάλλον - πορτοκαλί, σε οξέα - κόκκινο),
• λυχνία (σε ουδέτερο - βιολετί, σε οξέα - κόκκινο) ή κάποια άλλα.

Οι πιο σημαντικές χημικές ιδιότητες περιλαμβάνουν την ικανότητα αλληλεπίδρασης τόσο με απλές όσο και με πολύπλοκες ουσίες.

Χημικές ιδιότητες ανόργανων οξέων

Με τι αλληλεπιδρούν;	Παράδειγμα αντίδρασης
1. Με απλές ουσίες – μέταλλα. Υποχρεωτική προϋπόθεση: το μέταλλο πρέπει να βρίσκεται στο EHRNM πριν από το υδρογόνο, καθώς τα μέταλλα που βρίσκονται μετά το υδρογόνο δεν μπορούν να το εκτοπίσουν από τη σύνθεση των οξέων. Η αντίδραση παράγει πάντα αέριο υδρογόνο και αλάτι.
2. Με λόγους. Το αποτέλεσμα της αντίδρασης είναι αλάτι και νερό. Παρόμοιες αντιδράσεις ισχυρά οξέαμε αλκάλια ονομάζονται αντιδράσεις εξουδετέρωσης.	Οποιοδήποτε οξύ (ισχυρό) + διαλυτή βάση = αλάτι και νερό
3. Με αμφοτερικά υδροξείδια. Κατώτατη γραμμή: αλάτι και νερό.	2HNO 2 + υδροξείδιο του βηρυλλίου = Be(NO 2) 2 (μέτριο αλάτι) + 2H 2 O
4. Με βασικά οξείδια. Αποτέλεσμα: νερό, αλάτι.	2HCL + FeO = χλωριούχος σίδηρος (II) + H 2 O
5. Με αμφοτερικά οξείδια. Τελικό αποτέλεσμα: αλάτι και νερό.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Με άλατα που σχηματίζονται από ασθενέστερα οξέα. Τελικό αποτέλεσμα: αλάτι και ασθενές οξύ.	2HBr + MgCO 3 = βρωμιούχο μαγνήσιο + H 2 O + CO 2

Όταν αλληλεπιδρούν με μέταλλα, δεν αντιδρούν όλα τα οξέα εξίσου. Η Χημεία (9η τάξη) στο σχολείο περιλαμβάνει μια πολύ ρηχή μελέτη τέτοιων αντιδράσεων, ωστόσο, ακόμη και σε αυτό το επίπεδο λαμβάνονται υπόψη οι ειδικές ιδιότητες του συμπυκνωμένου νιτρικού και θειικού οξέος όταν αλληλεπιδρά με μέταλλα.

Υδροξείδια: αλκάλια, αμφοτερικές και αδιάλυτες βάσεις

Οξείδια, άλατα, βάσεις, οξέα - όλες αυτές οι κατηγορίες ουσιών έχουν κοινή χημική φύση, που εξηγείται από τη δομή του κρυσταλλικού πλέγματος, καθώς και από την αμοιβαία επίδραση των ατόμων στα μόρια. Ωστόσο, εάν ήταν δυνατό να δοθεί ένας πολύ συγκεκριμένος ορισμός για τα οξείδια, τότε αυτό είναι πιο δύσκολο να γίνει για τα οξέα και τις βάσεις.

Ακριβώς όπως τα οξέα, οι βάσεις, σύμφωνα με τη θεωρία της ΕΔ, είναι ουσίες που μπορούν να αποσυντεθούν σε υδατικό διάλυμα σε μεταλλικά κατιόντα Me n + και ανιόντα των υδροξυλομάδων OH - .

• Διαλυτά ή αλκάλια (ισχυρές βάσεις που αλλάζουν Σχηματίζονται από μέταλλα των ομάδων I και II. Παράδειγμα: KOH, NaOH, LiOH (δηλαδή λαμβάνονται υπόψη στοιχεία μόνο των κύριων υποομάδων).
• Ελαφρώς διαλυτό ή αδιάλυτο (μέτριας αντοχής, μην αλλάζετε το χρώμα των δεικτών). Παράδειγμα: υδροξείδιο του μαγνησίου, σίδηρος (II), (III) και άλλα.
• Μοριακές (ασθενείς βάσεις, σε υδατικό περιβάλλον διασπώνται αναστρέψιμα σε μόρια ιόντων). Παράδειγμα: N2H4, αμίνες, αμμωνία.
• Αμφοτερικά υδροξείδια (δείχνουν διπλές ιδιότητες βασικού οξέος). Παράδειγμα: βηρύλλιο, ψευδάργυρος και ούτω καθεξής.

Κάθε ομάδα που παρουσιάζεται μελετάται στο μάθημα της σχολικής χημείας στην ενότητα «Βασικές αρχές». Η χημεία στους βαθμούς 8-9 περιλαμβάνει μια λεπτομερή μελέτη αλκαλίων και κακώς διαλυτών ενώσεων.

Κύριες χαρακτηριστικές ιδιότητες των βάσεων

Όλα τα αλκάλια και οι ελαφρώς διαλυτές ενώσεις βρίσκονται στη φύση σε στερεά κρυσταλλική κατάσταση. Ταυτόχρονα, οι θερμοκρασίες τήξης τους είναι συνήθως χαμηλές και τα κακώς διαλυτά υδροξείδια αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται. Το χρώμα των βάσεων είναι διαφορετικό. Εάν τα αλκάλια είναι λευκά, τότε οι κρύσταλλοι κακοδιαλυτών και μοριακών βάσεων μπορεί να έχουν πολύ διαφορετικά χρώματα. Η διαλυτότητα των περισσότερων ενώσεων αυτής της κατηγορίας βρίσκεται στον πίνακα, ο οποίος παρουσιάζει τους τύπους οξειδίων, βάσεων, οξέων, αλάτων και δείχνει τη διαλυτότητά τους.

Τα αλκάλια μπορούν να αλλάξουν το χρώμα των δεικτών ως εξής: φαινολοφθαλεΐνη - βυσσινί, μεθυλ πορτοκαλί - κίτρινο. Αυτό εξασφαλίζεται από την ελεύθερη παρουσία υδροξοομάδων στο διάλυμα. Γι' αυτό οι κακοδιαλυτές βάσεις δεν δίνουν τέτοια αντίδραση.

Οι χημικές ιδιότητες κάθε ομάδας βάσεων είναι διαφορετικές.

Χημικές ιδιότητες
Αλκάλια	Ελαφρώς διαλυτές βάσεις	Αμφοτερικά υδροξείδια
I. Αλληλεπίδραση με CO (αποτέλεσμα - αλάτι και νερό): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + νερό II. Αλληλεπίδραση με οξέα (αλάτι και νερό): συνήθεις αντιδράσεις εξουδετέρωσης (βλέπε οξέα) III. Αλληλεπιδρούν με το ΑΟ για να σχηματίσουν ένα σύμπλοκο υδρόξο αλατιού και νερού: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, ή Na 2 IV. Αλληλεπιδρούν με αμφοτερικά υδροξείδια για να σχηματίσουν υδροξοσύνθετα άλατα: Το ίδιο με τον ΑΟ, μόνο χωρίς νερό V. Αντιδράστε με διαλυτά άλατα για να σχηματίσετε αδιάλυτα υδροξείδια και άλατα: 3CsOH + χλωριούχος σίδηρος (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Αντιδράστε με ψευδάργυρο και αλουμίνιο σε υδατικό διάλυμα για να σχηματιστούν άλατα και υδρογόνο: 2RbOH + 2Al + νερό = σύμπλοκο με ιόν υδροξειδίου 2Rb + 3H 2	I. Όταν θερμαίνονται, μπορούν να αποσυντεθούν: αδιάλυτο υδροξείδιο = οξείδιο + νερό II. Αντιδράσεις με οξέα (αποτέλεσμα: αλάτι και νερό): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + νερό III. Αλληλεπίδραση με KO: Me +n (OH) n + KO = αλάτι + H 2 O	I. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό: (II) + 2HBr = CuBr 2 + νερό II. Αντίδραση με αλκάλια: αποτέλεσμα - αλάτι και νερό (κατάσταση: σύντηξη) Zn(OH) 2 + 2CsOH = άλας + 2H 2 O III. Αντιδράστε με ισχυρά υδροξείδια: το αποτέλεσμα είναι άλατα εάν η αντίδραση γίνει σε υδατικό διάλυμα: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Αυτές είναι οι περισσότερες από τις χημικές ιδιότητες που παρουσιάζουν οι βάσεις. Η χημεία των βάσεων είναι αρκετά απλή και ακολουθεί τους γενικούς νόμους όλων των ανόργανων ενώσεων.

Κατηγορία ανόργανων αλάτων. Ταξινόμηση, φυσικές ιδιότητες

Με βάση τις διατάξεις του ΕΔ, τα άλατα μπορούν να ονομαστούν ανόργανες ενώσεις που διασπώνται σε υδατικό διάλυμα σε μεταλλικά κατιόντα Me +n και ανιόντα όξινων υπολειμμάτων An n-. Έτσι μπορείτε να φανταστείτε τα άλατα. Η χημεία δίνει περισσότερους από έναν ορισμούς, αλλά αυτός είναι ο πιο ακριβής.

Επιπλέον, σύμφωνα με τη χημική τους φύση, όλα τα άλατα χωρίζονται σε:

• Όξινο (που περιέχει κατιόν υδρογόνου). Παράδειγμα: NaHSO 4.
• Βασικό (που περιέχει υδροξοομάδα). Παράδειγμα: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Μέσο (αποτελείται μόνο από ένα κατιόν μετάλλου και ένα υπόλειμμα οξέος). Παράδειγμα: NaCL, CaSO 4.
• Διπλό (περιλαμβάνει δύο διαφορετικά μεταλλικά κατιόντα). Παράδειγμα: NaAl(SO 4) 3.
• Σύμπλεγμα (υδροξοσύμπλεγμα, υδάτινα σύμπλοκα και άλλα). Παράδειγμα: K 2.

Οι τύποι των αλάτων αντικατοπτρίζουν τη χημική τους φύση και υποδεικνύουν επίσης την ποιοτική και ποσοτική σύνθεση του μορίου.

Οξείδια, άλατα, βάσεις, οξέα έχουν διαφορετικές ιδιότητες διαλυτότητας, τις οποίες μπορείτε να δείτε στον αντίστοιχο πίνακα.

Αν μιλάμε για την κατάσταση συσσωμάτωσης των αλάτων, τότε πρέπει να παρατηρήσουμε την ομοιομορφία τους. Υπάρχουν μόνο σε στερεά, κρυσταλλική ή σκόνη. Η χρωματική γκάμα είναι αρκετά διαφορετική. Τα διαλύματα σύνθετων αλάτων, κατά κανόνα, έχουν φωτεινά, κορεσμένα χρώματα.

Χημικές αλληλεπιδράσεις για την κατηγορία των μεσαίων αλάτων

Έχουν παρόμοιες χημικές ιδιότητες με τις βάσεις, τα οξέα και τα άλατα. Τα οξείδια, όπως έχουμε ήδη εξετάσει, είναι κάπως διαφορετικά από αυτά σε αυτόν τον παράγοντα.

Συνολικά, μπορούν να διακριθούν 4 κύριοι τύποι αλληλεπιδράσεων για μεσαία άλατα.

I. Αλληλεπίδραση με οξέα (μόνο ισχυρά από την άποψη της ΕΔ) με το σχηματισμό ενός άλλου άλατος και ενός ασθενούς οξέος:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Αντιδράσεις με διαλυτά υδροξείδια που παράγουν άλατα και αδιάλυτες βάσεις:

CuSO 4 + 2LiOH = 2 LiSO 4 διαλυτό άλας + Cu(OH) 2 αδιάλυτη βάση

III. Αντίδραση με άλλο διαλυτό άλας σχηματίζοντας ένα αδιάλυτο και ένα διαλυτό άλας:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Αντιδράσεις με μέταλλα που βρίσκονται στο EHRNM στα αριστερά αυτού που σχηματίζει το άλας. Σε αυτή την περίπτωση, το μέταλλο που αντιδρά δεν πρέπει να αλληλεπιδρά με το νερό υπό κανονικές συνθήκες:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Αυτοί είναι οι κύριοι τύποι αλληλεπιδράσεων που είναι χαρακτηριστικά των μεσαίων αλάτων. Οι τύποι σύνθετων, βασικών, διπλών και όξινων αλάτων μιλούν από μόνες τους για την ειδικότητα των χημικών ιδιοτήτων που παρουσιάζονται.

Οι τύποι οξειδίων, βάσεων, οξέων, αλάτων αντικατοπτρίζουν τη χημική ουσία όλων των εκπροσώπων αυτών των κατηγοριών ανόργανων ενώσεων και, επιπλέον, δίνουν μια ιδέα για το όνομα της ουσίας και τις φυσικές της ιδιότητες. Ως εκ τούτου, θα πρέπει να δοθεί ιδιαίτερη προσοχή στη συγγραφή τους. Μια τεράστια ποικιλία ενώσεων μας προσφέρει η γενικά καταπληκτική επιστήμη της χημείας. Οξείδια, βάσεις, οξέα, άλατα - αυτό είναι μόνο ένα μέρος της τεράστιας ποικιλομορφίας.

Οξείδιαονομάζονται πολύπλοκες ουσίες των οποίων τα μόρια περιλαμβάνουν άτομα οξυγόνου σε κατάσταση οξείδωσης - 2 και κάποιο άλλο στοιχείο.

μπορεί να ληφθεί μέσω της άμεσης αλληλεπίδρασης του οξυγόνου με άλλο στοιχείο, ή έμμεσα (για παράδειγμα, κατά την αποσύνθεση αλάτων, βάσεων, οξέων). Υπό κανονικές συνθήκες, τα οξείδια έρχονται σε στερεά, υγρή και αέρια κατάσταση· αυτός ο τύπος ένωσης είναι πολύ κοινός στη φύση. Τα οξείδια περιέχονται σε φλοιός της γης. Σκουριά, άμμος, νερό, διοξείδιο του άνθρακα- αυτά είναι οξείδια.

Είναι είτε αλατοποιήσιμα είτε μη άλατα.

Οξείδια που σχηματίζουν άλατα- Πρόκειται για οξείδια που σχηματίζουν άλατα ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων. Πρόκειται για οξείδια μετάλλων και μη μετάλλων, τα οποία όταν αλληλεπιδρούν με το νερό σχηματίζουν τα αντίστοιχα οξέα και όταν αλληλεπιδρούν με βάσεις τα αντίστοιχα όξινα και κανονικά άλατα. Για παράδειγμα,Το οξείδιο του χαλκού (CuO) είναι ένα οξείδιο που σχηματίζει άλατα, επειδή, για παράδειγμα, όταν αντιδρά με το υδροχλωρικό οξύ (HCl), σχηματίζεται ένα άλας:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Ως αποτέλεσμα χημικών αντιδράσεων, μπορούν να ληφθούν άλλα άλατα:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Οξείδια που δεν σχηματίζουν άλαταΑυτά είναι οξείδια που δεν σχηματίζουν άλατα. Παραδείγματα περιλαμβάνουν CO, N 2 O, NO.

Τα οξείδια που σχηματίζουν άλατα, με τη σειρά τους, είναι 3 τύπων: βασικά (από τη λέξη « βάση » ), όξινη και αμφοτερική.

Βασικά οξείδιαΑυτά τα οξείδια μετάλλων ονομάζονται εκείνα που αντιστοιχούν σε υδροξείδια που ανήκουν στην κατηγορία των βάσεων. Τα βασικά οξείδια περιλαμβάνουν, για παράδειγμα, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO, κ.λπ.

Χημικές ιδιότητες βασικών οξειδίων

1. Τα υδατοδιαλυτά βασικά οξείδια αντιδρούν με το νερό για να σχηματίσουν βάσεις:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Αντιδράστε με οξείδια οξέος, σχηματίζοντας τα αντίστοιχα άλατα

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Αντιδράστε με αμφοτερικά οξείδια:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Εάν η σύνθεση των οξειδίων περιέχει ένα αμέταλλο ή ένα μέταλλο που εμφανίζει το υψηλότερο σθένος (συνήθως από IV έως VII) ως δεύτερο στοιχείο, τότε τέτοια οξείδια θα είναι όξινα. Όξινα οξείδια (ανυδρίτες οξέων) είναι εκείνα τα οξείδια που αντιστοιχούν σε υδροξείδια που ανήκουν στην κατηγορία των οξέων. Αυτά είναι, για παράδειγμα, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7, κ.λπ. Τα όξινα οξείδια διαλύονται στο νερό και τα αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό.

Χημικές ιδιότητες οξειδίων οξέος

1. Αντιδράστε με νερό για να σχηματίσετε ένα οξύ:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Αλλά δεν αντιδρούν όλα τα όξινα οξείδια απευθείας με το νερό (SiO 2, κ.λπ.).

2. Αντιδράστε με οξείδια με βάση για να σχηματίσετε ένα άλας:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Αντιδράστε με αλκάλια, σχηματίζοντας αλάτι και νερό:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

Μέρος αμφοτερικό οξείδιοπεριλαμβάνει ένα στοιχείο που έχει αμφοτερικές ιδιότητες. Η αμφοτερικότητα αναφέρεται στην ικανότητα των ενώσεων να παρουσιάζουν όξινες και βασικές ιδιότητες ανάλογα με τις συνθήκες.Για παράδειγμα, το οξείδιο του ψευδαργύρου ZnO μπορεί να είναι είτε βάση είτε οξύ (Zn(OH) 2 και H 2 ZnO 2). Η αμφοτερικότητα εκφράζεται στο γεγονός ότι, ανάλογα με τις συνθήκες, τα αμφοτερικά οξείδια παρουσιάζουν είτε βασικές είτε όξινες ιδιότητες.

Χημικές ιδιότητες των αμφοτερικών οξειδίων

1. Αντιδράστε με οξέα για να σχηματίσετε αλάτι και νερό:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Αντιδράστε με στερεά αλκάλια (κατά τη σύντηξη), σχηματίζοντας ως αποτέλεσμα της αντίδρασης αλάτι - ψευδάργυρο νάτριο και νερό:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Όταν το οξείδιο του ψευδαργύρου αλληλεπιδρά με ένα αλκαλικό διάλυμα (το ίδιο NaOH), εμφανίζεται μια άλλη αντίδραση:

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

Ο αριθμός συντονισμού είναι ένα χαρακτηριστικό που καθορίζει τον αριθμό των κοντινών σωματιδίων: άτομα ή ιόντα σε ένα μόριο ή κρύσταλλο. Κάθε αμφοτερικό μέταλλο έχει τον δικό του αριθμό συντονισμού. Για το Be και το Zn είναι 4. Για και Αλ είναι 4 ή 6? Για και Cr είναι 6 ή (πολύ σπάνια) 4.

Τα αμφοτερικά οξείδια είναι συνήθως αδιάλυτα στο νερό και δεν αντιδρούν με αυτό.

Έχετε ακόμα ερωτήσεις; Θέλετε να μάθετε περισσότερα για τα οξείδια;
Για να λάβετε βοήθεια από έναν δάσκαλο, εγγραφείτε.
Το πρώτο μάθημα είναι δωρεάν!

ιστοσελίδα, όταν αντιγράφετε υλικό εν όλω ή εν μέρει, απαιτείται σύνδεσμος προς την πηγή.