ოქსიდი წყალში არ იხსნება. თანამედროვე საბუნებისმეტყველო მეცნიერების მიღწევები. ქიმიური ურთიერთქმედება საშუალო მარილების კლასისთვის

ნივთიერების სტრუქტურის გართულება არაორგანული ნაერთების კლასიფიკაციისას ხდება შემდეგი თანმიმდევრობით: ელემენტები ® ოქსიდები (ძირითადი, მჟავე, ამფოტერული) ® ჰიდროქსიდები (ბაზები და მჟავები) ® მარილები (საშუალო, მჟავე, ძირითადი).

ოქსიდები ეწოდება რთული ნივთიერებები, რომლებიც შედგება ორი ელემენტისგან, რომელთაგან ერთი არის ჟანგბადი. ქიმიური ბუნების მიხედვით, ოქსიდები იყოფა სამ ჯგუფად:

· ძირითადი ოქსიდები, Na 2 O, MgO, CaO, FeO, NiO, Fe 2 O 3, ...;

· მჟავა ოქსიდები, SO 2, SO 3, CO 2, Mn 2 O 7, P 2 O 5, ...;

· ამფოტერული ოქსიდები, Al 2 O 3, ZnO, BeO, SnO, Cr 2 O 3, PbO

მყარი ოქსიდები K 2 O, Al 2 O 3, P 2 O 5, ...

სითხე: SO 3, N 2 O 4, ...

აირისებრი: CO 2, NO 2, SO 2 ...

წყალში ხსნადობის მიხედვით ოქსიდები იყოფა:

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

და უხსნადი: ( CuO, FeO, NiO, SiO 2, Al 2 O 3, MoO 3, ამფოტერული ოქსიდები)

1.1.1 ძირითადი ოქსიდები

მთავარიუწოდებენ ოქსიდები, რომლებიც მჟავებთან ურთიერთობისას წარმოქმნიან მარილს და წყალს. ძირითადი ოქსიდებია კალიუმის ოქსიდი K2O, კალციუმის ოქსიდი CaO, მანგანუმის(II) ოქსიდი MnO, სპილენძის(I) ოქსიდი Cu2O და ა.შ.

ძირითადი ოქსიდები რეაგირებენ მჟავებთან და წარმოიქმნება

მარილი და წყალი; MnO + 2HCl Þ MnCl 2 + H 2 O; Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

ძირითადი ოქსიდები ურთიერთქმედებენ მჟავე ოქსიდებთან

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

2FeO + SiO 2 = Fe 2 SiO 4

ტუტე და მიწის ტუტე ლითონების ოქსიდები რეაგირებენ წყალთან:

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

ასევე შეიძლება განისაზღვროს ძირითადი ოქსიდები, როგორც ის ოქსიდები, რომლებსაც შეესაბამება ბაზები. მაგალითად, მანგანუმის ოქსიდი MnO შეესაბამება ჰიდროქსიდს Mn(OH) 2. ძირითადი ოქსიდები ოქსიდებია s-, ვ-და დ- ელემენტები ყველაზე დაბალ ჟანგვის მდგომარეობაში და ზოგიერთი ოქსიდები გვ- ელემენტები.

მჟავე ოქსიდები

მჟავე ოქსიდებიშეიძლება ეწოდოს ოქსიდები, რომლებიც შეესაბამება მჟავებს. ამრიგად, გოგირდის ოქსიდი (VI) SO 3 შეესაბამება გოგირდის მჟავას H 2 SO 4, უფრო მაღალი მანგანუმის ოქსიდი (VII) Mn 2 O 7 - მანგანუმის მჟავა HMnO 4.

(A). ყველა მჟავე ოქსიდის საერთო თვისებაა ფუძეებთან რეაგირების უნარი მარილისა და წყლის შესაქმნელად:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O მარილის ფორმულის დასაწერად თქვენ უნდა იცოდეთ

რომელი მჟავა შეესაბამება ამ ოქსიდს?

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]

(ბ). მჟავე ოქსიდები ურთიერთქმედებენ ძირითად ოქსიდებთან და წარმოქმნიან მარილებს: CaO + CO 2 = CaCO 3; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4.

(V). წყალთან მიმართებაში მჟავა ოქსიდები შეიძლება იყოს კარგად ან ცუდად ხსნადი. ხსნად ოქსიდებს მიეკუთვნება ნახშირბადის მონოქსიდი (IV) CO 2, გოგირდის ოქსიდები და ა.შ. ცუდად ხსნად მჟავე ოქსიდებს მიეკუთვნება სილიციუმის ოქსიდი SiO 2, მოლიბდენის ოქსიდი MoO 3 და ა.შ. წყალში გახსნისას წარმოიქმნება მჟავები: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

1 მოსკოვის სახელმწიფო ტექნიკური უნივერსიტეტის სახელობის. ნ.ე. ბაუმანი

2 მოსკოვის პირველი სახელმწიფო სამედიცინო უნივერსიტეტის სახელობის. მათ. სეჩენოვი

3 მოსკოვის სახელმწიფო პედაგოგიური უნივერსიტეტი

კობალტისა და რკინის შემცველი ფოლადების ზედაპირიდან ოქსიდის საბადოების ამოღების საკითხებს ყოველთვის პრაქტიკული მნიშვნელობა ჰქონდა და აქტუალური იყო. ამ საკითხზე დიდი რაოდენობით მასალის შესწავლის შემდეგ, ავტორები აცხადებენ, რომ პრობლემის ზოგიერთი ასპექტი ჯერ კიდევ არ არის ბოლომდე შესწავლილი (ეს მოიცავს ელექტროლიტური ხსნარების მახასიათებლების გავლენას, ამ ფაქტორების მოქმედების მექანიზმის იდენტიფიცირებას). კობალტისა და რკინის ოქსიდები ფართოდ გამოიყენება კატალიზატორებად სხვადასხვა ქიმიური პროცესისთვის (მეთანისა და ნახშირბადის მონოქსიდის დაჟანგვა, პარაფინების დეჰიდროგენაცია და სხვ.). მათი თვისებები დამოკიდებულია ზედაპირის მახასიათებლებზე, რაც განსაზღვრავს ოქსიდის დაშლის კინეტიკას. მინერალური მჟავების (კერძოდ, H2SO4) ზემოქმედების შესახებ ჩატარებულმა ექსპერიმენტულმა კვლევებმა ჰეტეროგენული რეაქციის სიჩქარეზე (Co3O4 და Fe3O4 მჟავე გარემოში) გამოავლინა შემზღუდველი ეტაპის ბუნება, რომელიც შედგება ტიპის ზედაპირული ნაერთების წარმოქმნაში. და მათი შემდგომი გადასვლა ელექტროლიტის ხსნარზე. ასევე შემუშავებულია ოქსიდის დაშლის მრუდების სისტემატური ანალიზი კინეტიკური პარამეტრების გამოსათვლელად: წყალბადის იონების და სულფატის იონების აქტივაციის ენერგია და რეაქციის ბრძანებები.

კობალტის ოქსიდი

რკინის ოქსიდი

კინეტიკა

დაშლა

მოდელირება

ბარტონ-სტრანსკის მოდელი

ჰოუგენ-უოტსონის მეთოდი

1. ბოკშტეინი ბ.ს., მენდელევი მ.ი., პოხვისნევი იუ.ვ. ფიზიკური ქიმია: თერმოდინამიკა და კინეტიკა. – მ.: გამომცემლობა “მისისი”, 2012. – 258გვ.

2. ბატლერი J. იონური წონასწორობა. – ლ.: ქიმია, 1973. – 448გვ.

3. დელმონ ბ. ჰეტეროგენული რეაქციების კინეტიკა. – მ.: მირი, 1972. – 555გვ.

4. Barre P. ჰეტეროგენული პროცესების კინეტიკა. – მ.: მირი, 1976. – 400გვ.

5. კისელევი მ.იუ. ელექტროქიმიური ქლორირებით პირიტის დაშლის მექანიზმი და კინეტიკა // უმაღლესი საგანმანათლებლო დაწესებულებების სიახლეები. სამთო ჟურნალი. – 2010. – No 4. – გვ 101–104.

6. კორზენშტეინი ნ.მ., სამუილოვი ე.ვ. მოცულობითი კონდენსაცია ჰეტეროგენულ რეაქციებში // კოლოიდური ჟურნალი. – 2013. – T. 75, No1. – 84გვ.

7. კოლესნიკოვი V.A., Kapustin V.A., Kapustin Yu.I., Isaev M.K., Kolesnikov A.V. ლითონის ოქსიდები – პერსპექტიული მასალები ელექტროქიმიური პროცესებისთვის // მინა და კერამიკა. – 2016. – No 12. – გვ 23–28.

8. იაკუშევა ე.ა., გორიჩევი ი.გ., ატანასიანი ტ.კ., იზოტოვი ა.დ. კობალტის ოქსიდების (Co3O4, Co2O3) დაშლის კინეტიკის შესწავლა H2SO4, HCl, EDTA და pH-ის სხვადასხვა კონცენტრაციებში // ვოლგოგრადი: XIX მენდის აბსტრაქტები. ზოგადი და გამოყენებითი ქიმიის კონგრესი. – 2011. – T. 3 – P. 366.

9. იაკუშევა ე.ა., გორიჩევი ი.გ., ატანასიანი ტ.კ., ლაინერ იუ.ა. მჟავე გარემოში კობალტის ოქსიდების დაშლის კინეტიკა // ლითონები. – 2010. – No 2. – გვ 21–27.

10. იაკუშევა ე.ა., გორიჩევი ი.გ., ატანასიანი ტ.კ., პლახოტნაია ო.ნ., გორიაჩევა ვ.ნ. კობალტის და სპილენძის ოქსიდების დაშლის კინეტიკური პროცესების მოდელირება გოგირდმჟავაში // MSTU im. ნ.ე. ბაუმანი. სერ. Ნატურალური მეცნიერება. – 2017. – No 3. – გვ.124–134.

ოქსიდის ფაზების დაშლის ჩატარებული ექსპერიმენტული კვლევები შესაძლებელს ხდის დეტალურად აღწეროს მყარი ფაზის ქცევის პროცესები მჟავე გარემოში, ახსნას ოქსიდების ზედაპირზე მომხდარი მოვლენები მათი მჟავა-ტუტოვანი მახასიათებლების გათვალისწინებით. და დაშლის მექანიზმი, განახორციელოს ტოპოს მოდელირება ქიმიური რეაქციები.

კვლევის მიზანიშედგება გოგირდმჟავაში Co3O4 და Fe3O4 დაშლის პროცესის შესწავლასა და მოდელირებაზე.

მასალები და კვლევის მეთოდები

კვლევისთვის აღებული იქნა 500 მგ მასის ნიმუშები d = 80÷100 μm. ოქსიდების იდენტიფიკაცია განხორციელდა რენტგენის დიფრაქციით, IR და თერმული ანალიზით.

მჟავე გარემოში ლითონის ოქსიდების მყარი ნიმუშების დაშლის მექანიზმის გასარკვევად, ექსპერიმენტი ჩატარდა ინსტრუმენტში (თერმოსტატული რეაქტორი 0,5 ლ მოცულობით) მყარი ნიმუშების დაშლის კინეტიკის შესასწავლად, ნებისმიერი გავლენის გამოკლებით. უკონტროლო ფაქტორები შესწავლილ ფენომენზე. ექსპერიმენტული ტემპერატურა იყო 363 კ. ექსპერიმენტი ჩატარდა სხვადასხვა pH მნიშვნელობებზე და მინერალური მჟავის კონცენტრაციაზე.

გარკვეული დროის ინტერვალით, თხევადი ფაზის ნიმუშები აღებული იყო რეაქციის ჭურჭლიდან შუშის შოთის ფილტრის გამოყენებით. კობალტის იონების კონცენტრაცია განისაზღვრა სპექტროფოტომეტრიულად (UF-3100 სპექტროფოტომეტრი) ამონიუმის თიოციანატის, ხოლო რკინის - ო-ფენანთროლინის გამოყენებით.

მიღებული ექსპერიმენტული მონაცემები მჟავას კონცენტრაციის გავლენის შესახებ კობალტის ოქსიდის Co3O4 და Fe3O4 დაშლის სიჩქარეზე წარმოდგენილია ნახ. 1 (წერტილები - ექსპერიმენტული მონაცემები, ხაზები - სიმულაციის შედეგები). ხსნადი ნაწილი a გამოთვალეს განტოლების გამოყენებით: a = Dt/D∞.

ბრინჯი. 1. ა) გახსნილი Co3O4 ოქსიდის პროპორციის დროზე დამოკიდებულება გოგირდმჟავას სხვადასხვა კონცენტრაციაზე (მოლ/ლ): 1 - 10,0; 2 - 5,93; 3 - 2,97; 4 - 1.0; 5 - 0,57; 6 - 0,12; T = 363,2 K; ბ) გახსნილი Fe3O4 ოქსიდის პროპორციის დროზე დამოკიდებულება გოგირდმჟავას სხვადასხვა კონცენტრაციაზე (მოლ/ლ): 1 - 10,3; 2 - 7,82; 3 - 3.86; 4 - 2.44; T = 293 კ

კვლევის შედეგები და დისკუსია

კინეტიკური პარამეტრების გაანგარიშება. ჩატარდა ექსპერიმენტული კინეტიკური მონაცემების ანალიზი ჰეტეროგენული კინეტიკის განტოლებების გამოყენებით, რამაც შესაძლებელი გახადა განესაზღვრა რეაქციების რიგი სხვადასხვა იონებისთვის (ni), დაშლის სპეციფიკური სიჩქარე (Wi), მისი დამოკიდებულება ხსნარის კონცენტრაციაზე. , ისევე როგორც რეაქციების აქტივაციის ენერგიები (Ea).

ჰეტეროგენული რეაქციების კინეტიკა ემყარება დროთა განმავლობაში დაშლის პროცესში ნაწილაკების ზედაპირის ცვლილებების სავალდებულო გათვალისწინებას; გარდა ამისა, როგორც წესი, ჰეტეროგენული რეაქციები ხასიათდება დროთა განმავლობაში მუდმივი სიჩქარით (1).

ამ შემთხვევაში, ოქსიდის დაშლის სიჩქარე შეიძლება წარმოდგენილი იყოს განტოლებით:

სადაც Wi არის სპეციფიკური დაშლის სიჩქარე; f(α) არის ფუნქცია, რომელიც ითვალისწინებს როგორ იცვლება ოქსიდის ზედაპირი დროთა განმავლობაში.

დაშლის მექანიზმის გასარკვევად და ამ ფენომენის მოდელირებისთვის ჩვენ გამოვიყენეთ ბარტონ-სტრანსკის მოდელი (2):

, (2)

სადაც A არის მუდმივი. მისი მნიშვნელობა პირდაპირპროპორციულია ერთი ოქსიდის ნაწილაკების ზედაპირზე აქტიური ცენტრების რაოდენობისა.

W და A ცვლადების მნიშვნელობების საპოვნელად გამოყენებული იქნა არაწრფივი რეგრესიული ანალიზის მეთოდები და MathCad კომპიუტერული პროგრამა.

ცხრილი 1

Co3O4 და Fe3O4 ოქსიდების დაშლის სპეციფიკური სიჩქარე დამოკიდებულია H2SO4 კონცენტრაციაზე

ცხრილის მონაცემებიდან და ნახ. 2 (წერტილები - ექსპერიმენტული მონაცემები, ხაზები - მოდელირების შედეგი (3) განტოლების მიხედვით) აქედან გამომდინარეობს, რომ კობალტის ოქსიდი Co3O4 გოგირდმჟავაში უფრო სწრაფად იხსნება, ვიდრე რკინის ოქსიდი Fe3O4. რეაქციის თანმიმდევრობა წყალბადის იონების თვალსაზრისით ორი ოქსიდისთვის არის დაახლოებით 0,5. (ყველა შედეგი ეფუძნება ბარტონ-სტრანსკის მოდელს).

ბრინჯი. 2. ა) სიჩქარის ლოგარითმის (log W) დამოკიდებულება კონცენტრაციის ლოგარითმზე (log C(H2SO4)) გოგირდმჟავაში Co3O4-ის გახსნისას; ბ) სიჩქარის ლოგარითმის (log W) დამოკიდებულება კონცენტრაციის ლოგარითმზე (log C(H2SO4)), როდესაც Fe3O4 იხსნება გოგირდმჟავაში

მიღებული მონაცემები შესაძლებელს ხდის აღწეროს კავშირი Co3O4 და Fe3O4 ოქსიდების სპეციფიკური დაშლის სიჩქარესა და H2SO4 კონცენტრაციას შორის განზოგადებული განტოლებით.

, (3)

სადაც ≡, W0 არის დაშლის სიჩქარის მუდმივი, K1, K2 მუდმივებია.

არაორგანულ მჟავაში კობალტის და რკინის ოქსიდების დაშლის მექანიზმის მოდელირება. მჟავებში ოქსიდების დაშლა ხდება კრისტალური მედის ზედაპირულ დეფექტებზე, ეგრეთ წოდებულ ოქსიდის დაშლის აქტიურ ცენტრებზე, რომლებსაც აქვთ ადსორბირებული H+ იონები და H+...A- იონური წყვილი.

Hougen-Watson მეთოდი შესაძლებელს ხდის pH-ისა და მჟავას კონცენტრაციის ეფექტის სიმულაციას ოქსიდების დაშლის სიჩქარეზე.

ამ შემთხვევაში, კობალტის და რკინის ოქსიდების დაშლის სიჩქარე გამოიხატება განტოლებით:

სავარაუდოდ, ოქსიდების ზედაპირზე წარმოიქმნება იმავე შემადგენლობის ლითონის ჰიდროქსო კომპლექსების ნაწილაკები, როგორიც ხსნარშია. ჰიდროქსო კომპლექსების კონცენტრაციის გამოსათვლელად გამოვიყენეთ მატერიალური ბალანსის განტოლებები წყალბადის, კობალტის და რკინის იონების ჰიდროლიზის რეაქციებში; ჰიდროლიზის განტოლებები ყველა ეტაპისთვის ჰიდროლიზის მუდმივების გამოსათვლელად. Hougen-Watson მეთოდი ვარაუდობს, რომ იონების კონცენტრაციის დამოკიდებულება ოქსიდების ზედაპირზე და ხსნარში ემორჩილება ლანგმუირის იზოთერმს, რაც შესაძლებელს ხდის იონების ზედაპირისა და მოცულობის კონცენტრაციების დაკავშირებას (განტოლება (5)).

კობალტის ოქსიდების Co3O4 და Fe3O4 დაშლის სპეციფიკური სიჩქარის დამოკიდებულება განზავებულ გოგირდმჟავაში გამოიხატება განტოლებებით (5-7).

იონების კონცენტრაცია და შეიძლება გამოიხატოს Co3+ და Fe3+ იონების საერთო კონცენტრაციით, თუ დადგენილია მათი შემცველობა ხსნარში. ამ შემთხვევაში და. მაშინ სიჩქარე არის

თუ ოქსიდის დაშლის პროცესის სიმულაციას გავაკეთებთ და ვივარაუდებთ, რომ იონები მოქმედებენ როგორც ზედაპირულად აქტიური ნაწილაკები, მაშინ პროცესის სიჩქარის დამოკიდებულება იონის კონცენტრაციაზე შემდეგნაირად გამოიყურება (a1 არის იონების რაოდენობა ხსნარში).

მომატება

ოქსიდების ხსნადობა და

ჰიდროქსიდები

ქვეჯგუფი

დაშლისას იონური ოქსიდები შედიან ქიმიურ ურთიერთქმედებაში წყალთან და წარმოქმნიან შესაბამის ჰიდროქსიდებს:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

ძალიან ძლიერი

ძირითადი ოქსიდის ბაზა

ტუტე და მიწის ტუტე ლითონების ჰიდროქსიდები ძლიერი ფუძეებია და წყალში მთლიანად იშლება ლითონის კატიონებად და ჰიდროქსიდულ იონებად:

NaOH Na + + OH -

ვინაიდან OH - იონების კონცენტრაცია იზრდება, ამ ნივთიერებების ხსნარებს აქვთ ძლიერ ტუტე გარემო (pH>>7); მათ ტუტეებს უწოდებენ.

მეორე ჯგუფი უაღრესად ხსნადიწყლის ოქსიდებში და მათ შესაბამის ჰიდროქსი ნაერთებში - მოლეკულური ოქსიდები და მჟავები კოვალენტური ტიპის ქიმიური ბმებით. მათ შორისაა ტიპიური არამეტალების ნაერთები უმაღლესი დაჟანგვის მდგომარეობაში და ზოგიერთი d-მეტალები ჟანგვის მდგომარეობაში: +6, +7. ხსნადი მოლეკულური ოქსიდები (SO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 ) რეაგირებენ წყალთან შესაბამისი მჟავების წარმოქმნით:

SO 3 + H 2 O H 2 SO 4

გოგირდის ოქსიდი (VI) გოგირდის მჟავა

ძლიერი მჟავა ძლიერი მჟავა

N2O5 + H2O2HNO3

აზოტის ოქსიდი (V) აზოტის მჟავა

Mn 2 O 7 + H 2 O 2HMnO 4

მანგანუმის (VII) ოქსიდი მანგანუმის მჟავა

ძლიერი მჟავები (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, HClO 3, HMnO 4) ხსნარებში მთლიანად იშლება H + კათიონებად და მჟავას ნარჩენებად:

ეტაპი 2: H 2 PO 4 – H + + HPO 4 2–

K 2 =(=6.2∙10 –8;

ეტაპი 3: HPO 4 2– H + + PO 4 3–

K 3 =()/=4.4∙10 –13,

სადაც K1, K2, K3 არის ორთოფოსფორის მჟავას დისოციაციის მუდმივები, შესაბამისად, პირველი, მეორე და მესამე საფეხურებისთვის.

დისოციაციის მუდმივი (დანართი ცხრილი 1) ახასიათებს მჟავის სიძლიერეს, ე.ი. იონებად დაშლის (დისოციაციის) უნარი მოცემულ გამხსნელში მოცემულ ტემპერატურაზე. რაც უფრო დიდია დისოციაციის მუდმივი, მით მეტია წონასწორობა იონების წარმოქმნისკენ, მით უფრო ძლიერია მჟავა, ე.ი. პირველ ეტაპზე ფოსფორის მჟავას დისოციაცია უკეთესია, ვიდრე მეორე და, შესაბამისად, მესამე ეტაპზე.

გოგირდის (IV), ნახშირბადის (IV), აზოტის (III) და სხვ. ზომიერად ხსნადი ოქსიდები წყალში წარმოქმნიან შესაბამის სუსტ მჟავებს, რომლებიც ნაწილობრივ იშლება.

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 -

სუსტი-სუსტი

მჟავე მჟავები

ნეიტრალიზაციის რეაქცია

ნეიტრალიზაციის რეაქცია შეიძლება გამოიხატოს შემდეგი სქემით:

H 2 O

(ფუძე ან (მჟავა ან მჟავები-

ძირითადი ოქსიდი)

5.3.1. ძირითადი ნაერთების თვისებებიგამოფენილია s-მეტალების ოქსიდები და ჰიდროქსიდები (გამონაკლისი Be), d-მეტალები ჟანგვის მდგომარეობაში (+1, +2) (გამონაკლისი Zn), ზოგიერთი p-მეტალები (იხ. ნახ. 3).

							VIIIA
მე ა	II ა	IIIA	IVA	ვ.ა.	VIA	VIIA
ლი	იყავი	ბ	C	ნ	ო	ფ

დიაგონალური მსგავსება ალ ზნ გე უხსნადი: ჩვეულებრივ ძირითადი ამფოტერული ოქსიდები სუსტი მჟავა ოქსიდები იხსნება მჟავების წარმოქმნით

ბრინჯი. 3. ოქსიდების და მათი შესაბამისი ჰიდროქსი ნაერთების მჟავატუტოვანი თვისებები

ძირითადი ნაერთების დამახასიათებელი თვისებაა მათი უნარი რეაგირება მოახდინონ მჟავებთან, მჟავე ან ამფოტერულ ოქსიდებთან მარილების წარმოქმნით, მაგალითად:

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

პროტონების რაოდენობის მიხედვით, რომლებიც შეიძლება დაემატოს ფუძეს, არსებობს მონომჟავური ფუძეები (მაგალითად, LiOH, KOH, NH 4 OH), დიაციდური ფუძეები და ა.შ.

პოლიმჟავური ბაზებისთვის, ნეიტრალიზაციის რეაქცია შეიძლება გაგრძელდეს ეტაპობრივად, ჯერ ძირითადი და შემდეგ შუალედური მარილების წარმოქმნით.

Me(OH) 2 MeOHCl MeCl 2

ჰიდროქსიდი NaOH ძირითადი NaOH გარემო

ლითონის მარილი მარილი

Მაგალითად:

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

ჰიდროქსოკობალტი (II)

(ძირითადი მარილი)

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

კობალტი (II)

(საშუალო მარილი)

5.3.2. მჟავა ნაერთების თვისებებიავლენენ არამეტალების ოქსიდებს და მჟავებს, აგრეთვე დ-მეტალებს ჟანგვის მდგომარეობაში (+5, +6, +7) (იხ. სურ. 3).

დამახასიათებელი თვისებაა მათი უნარი ურთიერთქმედების ბაზებთან, ძირითად და ამფოტერულ ოქსიდებთან მარილების წარმოქმნით, მაგალითად:

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

მათ შემადგენლობაში ჟანგბადის არსებობიდან გამომდინარე, მჟავები იყოფა ჟანგბადის შემცველი(მაგალითად, H 2 SO 4, HNO 3) და ჟანგბადის გარეშე(HBr, H 2 S). მჟავის მოლეკულაში შემავალი წყალბადის ატომების რაოდენობის მიხედვით, რომლებიც შეიძლება შეიცვალოს ლითონის ატომებით, არსებობს მონობაზური მჟავები (მაგალითად, წყალბადის ქლორიდი HCl, აზოტის მჟავა HNO 2), ორფუძიანი (გოგირდოვანი H 2 SO 3, ქვანახშირი H 2 CO 3), ტრიბაზური (ორთოფოსფორული H 3 PO 4) და ა.შ.

პოლიბაზური მჟავები ნეიტრალიზდება ეტაპობრივად, თავდაპირველად მჟავე და შემდეგ საშუალო მარილების წარმოქმნით:

H 2 X NaHX Na 2 X

პოლიბაზური მჟავე გარემო

მჟავა მარილი მარილი

მაგალითად, ორთოფოსფორის მჟავას შეუძლია შექმნას სამი სახის მარილი, მიღებული მჟავისა და ტუტეს რაოდენობრივი თანაფარდობის მიხედვით:

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

1:1 დიჰიდროფოსფატი

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

2:1 წყალბადის ფოსფატი

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

3:1 ორთოფოსფატი

5.3.3. ამფოტერული ოქსიდები და ჰიდროქსიდები Be, p-მეტალები, რომლებიც მდებარეობს „ამფოტერულ დიაგონალთან“ (Al, Ga, Sn, Pb), ასევე d-მეტალები ჟანგვის მდგომარეობებში (+3, +4) და Zn (+2) (იხ. სურ. 3. ).

ოდნავ ხსნადი, ამფოტერული ჰიდროქსიდები იშლება როგორც ძირითადი, ასევე მჟავე:

2H + + 2– Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH –

ამრიგად, ამფოტერულ ოქსიდებს და ჰიდროქსიდებს შეუძლიათ რეაგირება როგორც მჟავებთან, ასევე ფუძეებთან. ძლიერ მჟავებთან ურთიერთობისას ამფოტერული ნაერთები ავლენენ ფუძეების თვისებებს.

ZnO + SO 3 → ZnSO 4 + H 2 O

მჟავა

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

ძირითადი მჟავა

კავშირები

ძლიერ ფუძეებთან ურთიერთობისას ამფოტერული ნაერთები ავლენენ მჟავების თვისებებს, ქმნიან შესაბამის მარილებს. მარილის შემადგენლობა დამოკიდებულია რეაქციის პირობებზე. შერწყმისას წარმოიქმნება მარტივი "დეჰიდრატირებული" მარილები.

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

მჟავა ბაზის ნატრიუმის თუთია

ნაერთი

2NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

კომპლექსური მარილები წარმოიქმნება ტუტეების წყალხსნარებში:

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2

(წყლიანი ტეტრაჰიდროქსოზინკატი

თანამედროვე ქიმიური მეცნიერება მრავალ განსხვავებულ დარგს წარმოადგენს და თითოეულ მათგანს, გარდა მისი თეორიული საფუძვლისა, აქვს დიდი გამოყენებული მნიშვნელობა, პრაქტიკული. რასაც არ უნდა შეეხოთ, ყველაფერი თქვენს ირგვლივ არის ქიმიური პროდუქტი. ძირითადი განყოფილებებია არაორგანული და ორგანული ქიმია. განვიხილოთ ნივთიერებების რა ძირითადი კლასებია კლასიფიცირებული არაორგანულებად და რა თვისებები აქვთ მათ.

არაორგანული ნაერთების ძირითადი კატეგორიები

ეს მოიცავს შემდეგს:

ოქსიდები.
Მარილი.
საფუძვლები.
მჟავები.

თითოეული კლასი წარმოდგენილია არაორგანული ბუნების ნაერთების მრავალფეროვნებით და მნიშვნელოვანია ადამიანის ეკონომიკური და სამრეწველო საქმიანობის თითქმის ნებისმიერ სტრუქტურაში. ამ ნაერთებისთვის დამახასიათებელი ყველა ძირითადი თვისება, ბუნებაში მათი გაჩენა და მათი წარმოება შესწავლილია სასკოლო ქიმიის კურსში, 8-11 კლასებში.

არსებობს ოქსიდების, მარილების, ფუძეების, მჟავების ზოგადი ცხრილი, სადაც მოცემულია თითოეული ნივთიერების მაგალითები და მათი აგრეგაციის მდგომარეობა და ბუნებაში გაჩენა. ის ასევე აჩვენებს ურთიერთქმედებებს, რომლებიც აღწერს ქიმიური თვისებები. თუმცა, ჩვენ განვიხილავთ თითოეულ კლასს ცალკე და უფრო დეტალურად.

ნაერთების ჯგუფი – ოქსიდები

4. რეაქციები, რომლის შედეგადაც ელემენტები ცვლიან CO-ს

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. რეაგენტი წყალი: მჟავების წარმოქმნა (SiO 2 გამონაკლისი)

CO + წყალი = მჟავა

2. რეაქციები ბაზებთან:

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

3. რეაქციები ძირითად ოქსიდებთან: მარილის წარმოქმნა

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

4. OVR რეაქციები:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

ისინი ავლენენ ორმაგ თვისებებს და ურთიერთქმედებენ მჟავა-ტუტოვანი მეთოდის პრინციპის მიხედვით (მჟავებთან, ტუტეებთან, ძირითადი ოქსიდებთან, მჟავა ოქსიდებთან). ისინი არ ურთიერთობენ წყალთან.

1. მჟავებით: მარილების და წყლის წარმოქმნა

AO + მჟავა = მარილი + H 2 O

2. ბაზებით (ტუტეებით): ჰიდროქსოკომპლექსების წარმოქმნა

Al 2 O 3 + LiOH + წყალი = Li

3. რეაქცია მჟავა ოქსიდებთან: მარილების მიღება

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. რეაქციები OO-სთან: მარილების წარმოქმნა, შერწყმა

MnO + Rb 2 O = ორმაგი მარილი Rb 2 MnO 2

5. შერწყმის რეაქციები ტუტეებთან და ტუტე ლითონის კარბონატებთან: მარილების წარმოქმნა

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

ისინი არ ქმნიან არც მჟავებს და არც ტუტეებს. ისინი ავლენენ ძალიან სპეციფიკურ თვისებებს.

ყოველი უმაღლესი ოქსიდი, რომელიც წარმოიქმნება ლითონის ან არალითონის მიერ, წყალში გახსნისას, იძლევა ძლიერ მჟავას ან ტუტეს.

ორგანული და არაორგანული მჟავები

კლასიკურ ბგერაში (ED-ის პოზიციებზე დაყრდნობით - ელექტროლიტური დისოციაცია - მჟავები ნაერთებია, წყლის გარემოდისოციაცია კატიონებად H + და მჟავა ნარჩენების ანიონებად An -. თუმცა, დღეს მჟავები ასევე ფართოდ არის შესწავლილი უწყლო პირობებში, ამიტომ არსებობს მრავალი განსხვავებული თეორია ჰიდროქსიდებზე.

ოქსიდების, ფუძეების, მჟავების, მარილების ემპირიული ფორმულები შედგება მხოლოდ სიმბოლოებისგან, ელემენტებისა და ინდექსებისგან, რომლებიც მიუთითებენ მათ რაოდენობას ნივთიერებაში. მაგალითად, არაორგანული მჟავები გამოხატულია ფორმულით H + მჟავის ნარჩენი n-. ორგანული ნივთიერებებიგანსხვავებული თეორიული რუქა აქვს. ემპირიულის გარდა, შეგიძლიათ დაწეროთ მათთვის სრული და შემოკლებული სტრუქტურული ფორმულა, რომელიც ასახავს არა მხოლოდ მოლეკულის შემადგენლობას და რაოდენობას, არამედ ატომების წესრიგს, მათ კავშირს ერთმანეთთან და ძირითად ფუნქციონალურობას. კარბოქსილის მჟავების ჯგუფი -COOH.

არაორგანულებში ყველა მჟავა იყოფა ორ ჯგუფად:

ჟანგბადის გარეშე - HBr, HCN, HCL და სხვა;
ჟანგბადის შემცველი (ოქსომჟავები) - HClO 3 და ყველაფერი, სადაც არის ჟანგბადი.

არაორგანული მჟავები ასევე კლასიფიცირდება სტაბილურობით (სტაბილური ან სტაბილური - ყველაფერი ნახშირბადის და გოგირდის გარდა, არასტაბილური ან არასტაბილური - ნახშირბადის და გოგირდის). სიძლიერის მხრივ მჟავები შეიძლება იყოს ძლიერი: გოგირდის, მარილმჟავას, აზოტის, პერქლორინის და სხვა, ასევე სუსტი: გოგირდწყალბადი, ჰიპოქლორიანი და სხვა.

ორგანული ქიმია გვთავაზობს არა იგივე მრავალფეროვნებას. ორგანული მჟავები კლასიფიცირდება როგორც კარბოქსილის მჟავები. მათი საერთო მახასიათებელია -COOH ფუნქციური ჯგუფის არსებობა. მაგალითად, HCOOH (ფორმული), CH 3 COOH (ძმური), C 17 H 35 COOH (სტეარიული) და სხვა.

არსებობს მთელი რიგი მჟავები, რომლებიც განსაკუთრებით საგულდაგულოდ არის ხაზგასმული ამ თემის განხილვისას სკოლის ქიმიის კურსში.

სოლიანაია.
აზოტი.
ორთოფოსფორული.
ჰიდრობრომული.
Ქვანახშირი.
წყალბადის იოდიდი.
გოგირდის.
ძმარმჟავა ან ეთანი.
ბუტანი ან ზეთი.
ბენზოინი.

ეს 10 მჟავა ქიმიაში არის შესაბამისი კლასის ფუნდამენტური ნივთიერებები, როგორც სასკოლო კურსში, ასევე ზოგადად მრეწველობაში და სინთეზში.

არაორგანული მჟავების თვისებები

ძირითადი ფიზიკური თვისებები მოიცავს, პირველ რიგში, აგრეგაციის განსხვავებულ მდგომარეობას. ყოველივე ამის შემდეგ, არსებობს მთელი რიგი მჟავები, რომლებსაც აქვთ კრისტალების ან ფხვნილების ფორმა ნორმალურ პირობებში. ცნობილი არაორგანული მჟავების დიდი უმრავლესობა სხვადასხვა სითხეებია. დუღილის და დნობის წერტილები ასევე განსხვავდება.

მჟავებმა შეიძლება გამოიწვიოს მძიმე დამწვრობა, რადგან მათ აქვთ ორგანული ქსოვილისა და კანის განადგურების ძალა. მჟავების გამოსავლენად გამოიყენება ინდიკატორები:

მეთილის ფორთოხალი (ნორმალურ გარემოში - ნარინჯისფერი, მჟავებში - წითელი),
ლაკმუსი (ნეიტრალურში - იისფერი, მჟავებში - წითელი) ან სხვა.

ყველაზე მნიშვნელოვანი ქიმიური თვისებები მოიცავს როგორც მარტივ, ისე რთულ ნივთიერებებთან ურთიერთქმედების უნარს.

არაორგანული მჟავების ქიმიური თვისებები

რასთან ურთიერთობენ ისინი?	მაგალითი რეაქცია
1. მარტივი ნივთიერებებით - ლითონებით. სავალდებულო პირობა: ლითონი წყალბადამდე უნდა იყოს EHRNM-ში, ვინაიდან წყალბადის შემდეგ მდგომი ლითონები ვერ ახერხებენ მის გადაადგილებას მჟავების შემადგენლობიდან. რეაქცია ყოველთვის წარმოქმნის წყალბადის გაზს და მარილს.
2. მიზეზებით. რეაქციის შედეგია მარილი და წყალი. მსგავსი რეაქციები ძლიერი მჟავებიტუტეებთან ეწოდება ნეიტრალიზაციის რეაქციები.	ნებისმიერი მჟავა (ძლიერი) + ხსნადი ფუძე = მარილი და წყალი
3. ამფოტერული ჰიდროქსიდებით. დედააზრი: მარილი და წყალი.	2HNO 2 + ბერილიუმის ჰიდროქსიდი = Be(NO 2) 2 (საშუალო მარილი) + 2H 2 O
4. ძირითადი ოქსიდებით. შედეგი: წყალი, მარილი.	2HCL + FeO = რკინის (II) ქლორიდი + H 2 O
5. ამფოტერული ოქსიდებით. საბოლოო ეფექტი: მარილი და წყალი.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. უფრო სუსტი მჟავებით წარმოქმნილი მარილებით. საბოლოო ეფექტი: მარილი და სუსტი მჟავა.	2HBr + MgCO 3 = მაგნიუმის ბრომიდი + H 2 O + CO 2

ლითონებთან ურთიერთობისას ყველა მჟავა არ რეაგირებს თანაბრად. ქიმია (მე-9 კლასი) სკოლაში მოიცავს ასეთი რეაქციების ძალიან ზედაპირულ შესწავლას, თუმცა, ამ დონეზეც კი გათვალისწინებულია კონცენტრირებული აზოტისა და გოგირდის მჟავის სპეციფიკური თვისებები მეტალებთან ურთიერთობისას.

ჰიდროქსიდები: ტუტეები, ამფოტერული და უხსნადი ფუძეები

ოქსიდები, მარილები, ფუძეები, მჟავები - ნივთიერებების ყველა ამ კლასს აქვს საერთო ქიმიური ბუნება, რაც აიხსნება კრისტალური ბადის სტრუქტურით, ასევე ატომების ურთიერთგავლენით მოლეკულებში. თუმცა, თუ შესაძლებელი იყო ოქსიდების ძალიან კონკრეტული განმარტების მიცემა, მაშინ ეს უფრო რთულია მჟავებისა და ფუძეებისთვის.

ისევე როგორც მჟავები, ფუძეები, ED-ის თეორიის მიხედვით, არის ნივთიერებები, რომლებსაც შეუძლიათ წყალხსნარში დაშლა ლითონის კატიონებად Me n + და ჰიდროქსილის ჯგუფების OH - ანიონებად.

ხსნადი ან ტუტე (ძლიერი ფუძეები, რომლებიც იცვლება წარმოიქმნება I და II ჯგუფების ლითონებით. მაგალითი: KOH, NaOH, LiOH (ანუ გათვალისწინებულია მხოლოდ ძირითადი ქვეჯგუფების ელემენტები);
ოდნავ ხსნადი ან უხსნადი (საშუალო სიძლიერის, ინდიკატორების ფერი არ იცვლება). მაგალითი: მაგნიუმის ჰიდროქსიდი, რკინა (II), (III) და სხვა.
მოლეკულური (სუსტი ფუძეები, წყლის გარემოში ისინი შექცევადად იშლება იონის მოლეკულებად). მაგალითი: N 2 H 4, ამინები, ამიაკი.
ამფოტერული ჰიდროქსიდები (აჩვენებენ ორმაგ ფუძემჟავურ თვისებებს). მაგალითი: ბერილიუმი, თუთია და ასე შემდეგ.

თითოეული წარმოდგენილი ჯგუფი შესწავლილია სკოლის ქიმიის კურსზე „საფუძვლები“ განყოფილებაში. ქიმია 8-9 კლასებში მოიცავს ტუტეებისა და ცუდად ხსნადი ნაერთების დეტალურ შესწავლას.

ბაზების ძირითადი დამახასიათებელი თვისებები

ყველა ტუტე და ოდნავ ხსნადი ნაერთები ბუნებაში გვხვდება მყარ კრისტალურ მდგომარეობაში. ამავდროულად, მათი დნობის ტემპერატურა ჩვეულებრივ დაბალია და ცუდად ხსნადი ჰიდროქსიდები გაცხელებისას იშლება. ბაზების ფერი განსხვავებულია. თუ ტუტეები თეთრია, მაშინ ცუდად ხსნადი და მოლეკულური ბაზების კრისტალები შეიძლება იყოს ძალიან განსხვავებული ფერის. ამ კლასის ნაერთების უმეტესობის ხსნადობა მოცემულია ცხრილში, სადაც მოცემულია ოქსიდების, ფუძეების, მჟავების, მარილების ფორმულები და ნაჩვენებია მათი ხსნადობა.

ტუტეებს შეუძლიათ შეცვალონ ინდიკატორების ფერი შემდეგნაირად: ფენოლფთალეინი - ჟოლოსფერი, მეთილის ნარინჯისფერი - ყვითელი. ეს უზრუნველყოფილია ხსნარში ჰიდროქსო ჯგუფების თავისუფალი არსებობით. ამიტომ ცუდად ხსნადი ფუძეები ასეთ რეაქციას არ იძლევიან.

თითოეული ჯგუფის ფუძეების ქიმიური თვისებები განსხვავებულია.

ქიმიური თვისებები

ტუტეები

ოდნავ ხსნადი ფუძეები

ამფოტერული ჰიდროქსიდები

I. ურთიერთქმედება CO-სთან (შედეგი - მარილი და წყალი):

2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + წყალი

II. ურთიერთქმედება მჟავებთან (მარილი და წყალი):

ჩვეულებრივი ნეიტრალიზაციის რეაქციები (იხ. მჟავები)

III. ისინი ურთიერთქმედებენ AO-სთან და ქმნიან მარილისა და წყლის ჰიდროქსო კომპლექსს:

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

IV. ისინი ურთიერთქმედებენ ამფოტერულ ჰიდროქსიდებთან ჰიდროქსოკომპლექსური მარილების წარმოქმნით:

ისევე როგორც AO-სთან, მხოლოდ წყლის გარეშე

V. რეაგირება ხსნად მარილებთან უხსნადი ჰიდროქსიდების და მარილების წარმოქმნით:

3CsOH + რკინა (III) ქლორიდი = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. რეაგირება თუთიასთან და ალუმინის წყალხსნარში მარილების და წყალბადის წარმოქმნით:

2RbOH + 2Al + წყალი = კომპლექსი ჰიდროქსიდის იონთან 2Rb + 3H 2

I. გაცხელებისას მათ შეუძლიათ დაშლა:

უხსნადი ჰიდროქსიდი = ოქსიდი + წყალი

II. რეაქციები მჟავებთან (შედეგი: მარილი და წყალი):

Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + წყალი

III. ურთიერთქმედება KO-სთან:

Me +n (OH) n + KO = მარილი + H 2 O

I. რეაგირება მჟავებთან მარილისა და წყლის წარმოქმნით:

(II) + 2HBr = CuBr 2 + წყალი

II. რეაქცია ტუტეებთან: შედეგი - მარილი და წყალი (მდგომარეობა: შერწყმა)

Zn(OH) 2 + 2CsOH = მარილი + 2H 2 O

III. რეაგირება ძლიერ ჰიდროქსიდებთან: შედეგი არის მარილები, თუ რეაქცია ხდება წყალხსნარში:

Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

ეს არის ქიმიური თვისებების უმეტესობა, რომელსაც ავლენს ბაზები. ფუძეების ქიმია საკმაოდ მარტივია და მიჰყვება ყველა არაორგანული ნაერთების ზოგად კანონებს.

არაორგანული მარილების კლასი. კლასიფიკაცია, ფიზიკური თვისებები

ED-ის დებულებებიდან გამომდინარე, მარილებს შეიძლება ეწოდოს არაორგანული ნაერთები, რომლებიც წყალხსნარში იშლება ლითონის კატიონებად Me +n და მჟავე ნარჩენების An n-ის ანიონებად. ასე შეგიძლიათ წარმოიდგინოთ მარილები. ქიმია იძლევა ერთზე მეტ განმარტებას, მაგრამ ეს ყველაზე ზუსტია.

უფრო მეტიც, მათი ქიმიური ბუნების მიხედვით, ყველა მარილი იყოფა:

მჟავე (წყალბადის კატიონის შემცველი). მაგალითი: NaHSO 4.
ძირითადი (შეიცავს ჰიდროქსო ჯგუფს). მაგალითი: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
საშუალო (შედგება მხოლოდ ლითონის კატიონისა და მჟავის ნარჩენისაგან). მაგალითი: NaCL, CaSO 4.
ორმაგი (შეიცავს ორ სხვადასხვა მეტალის კატიონს). მაგალითი: NaAl(SO 4) 3.
კომპლექსი (ჰიდროქსო კომპლექსები, აკვაკომპლექსები და სხვა). მაგალითი: K 2.

მარილების ფორმულები ასახავს მათ ქიმიურ ბუნებას და ასევე მიუთითებს მოლეკულის ხარისხობრივ და რაოდენობრივ შემადგენლობაზე.

ოქსიდებს, მარილებს, ფუძეებს, მჟავებს აქვთ სხვადასხვა ხსნადობის თვისებები, რაც შეგიძლიათ იხილოთ შესაბამის ცხრილში.

თუ ვსაუბრობთ მარილების აგრეგაციის მდგომარეობაზე, მაშინ უნდა შევამჩნიოთ მათი ერთგვაროვნება. ისინი არსებობენ მხოლოდ მყარ, კრისტალურ ან ფხვნილ მდგომარეობაში. ფერის დიაპაზონი საკმაოდ მრავალფეროვანია. რთული მარილების ხსნარებს, როგორც წესი, აქვთ ნათელი, გაჯერებული ფერები.

ქიმიური ურთიერთქმედება საშუალო მარილების კლასისთვის

მათ აქვთ მსგავსი ქიმიური თვისებები, როგორც ფუძეები, მჟავები და მარილები. ოქსიდები, როგორც უკვე განვიხილეთ, გარკვეულწილად განსხვავდებიან მათგან ამ ფაქტორით.

საერთო ჯამში, საშუალო მარილებისთვის შეიძლება გამოიყოს ურთიერთქმედების 4 ძირითადი ტიპი.

I. ურთიერთქმედება მჟავებთან (მხოლოდ ძლიერი ED-ს თვალსაზრისით) სხვა მარილისა და სუსტი მჟავის წარმოქმნით:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. რეაქციები ხსნად ჰიდროქსიდებთან, რომლებიც წარმოქმნიან მარილებს და უხსნად ფუძეებს:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 ხსნადი მარილი + Cu(OH) 2 უხსნადი ბაზა

III. რეაქცია სხვა ხსნად მარილთან უხსნადი და ხსნადი მარილის წარმოქმნით:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. რეაქციები ლითონებთან, რომლებიც მდებარეობს EHRNM-ში მარცხნივ, რომელიც ქმნის მარილს. ამ შემთხვევაში, რეაქტიული ლითონი არ უნდა ურთიერთქმედდეს წყალთან ნორმალურ პირობებში:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

ეს არის ურთიერთქმედების ძირითადი ტიპები, რომლებიც დამახასიათებელია საშუალო მარილებისთვის. რთული, ძირითადი, ორმაგი და მჟავე მარილების ფორმულები თავისთავად საუბრობენ გამოვლენილი ქიმიური თვისებების სპეციფიკაზე.

ოქსიდების, ფუძეების, მჟავების, მარილების ფორმულები ასახავს არაორგანული ნაერთების ამ კლასის ყველა წარმომადგენლის ქიმიურ არსს და, გარდა ამისა, იძლევა წარმოდგენას ნივთიერების სახელსა და მის ფიზიკურ თვისებებზე. ამიტომ განსაკუთრებული ყურადღება უნდა მიექცეს მათ წერას. ნაერთების უზარმაზარ მრავალფეროვნებას გვთავაზობს ზოგადად საოცარი ქიმიის მეცნიერება. ოქსიდები, ფუძეები, მჟავები, მარილები - ეს არის უზარმაზარი მრავალფეროვნების მხოლოდ ნაწილი.

ოქსიდებიუწოდებენ რთულ ნივთიერებებს, რომელთა მოლეკულებში შედის ჟანგბადის ატომები ჟანგვის მდგომარეობაში - 2 და სხვა ელემენტებს.

შეიძლება მიღებულ იქნას ჟანგბადის სხვა ელემენტთან პირდაპირი ურთიერთქმედებით, ან ირიბად (მაგალითად, მარილების, ფუძეების, მჟავების დაშლის დროს). ნორმალურ პირობებში, ოქსიდები მოდის მყარ, თხევად და აირად მდგომარეობაში; ამ ტიპის ნაერთი ბუნებაში ძალიან გავრცელებულია. ოქსიდები შეიცავს დედამიწის ქერქი. ჟანგი, ქვიშა, წყალი, ნახშირორჟანგი- ეს არის ოქსიდები.

ისინი ან მარილწარმომქმნელია, ან არამარილის წარმომქმნელი.

მარილის წარმომქმნელი ოქსიდები- ეს არის ოქსიდები, რომლებიც წარმოქმნიან მარილებს ქიმიური რეაქციების შედეგად. ეს არის ლითონებისა და არამეტალების ოქსიდები, რომლებიც წყალთან ურთიერთქმედებისას წარმოქმნიან შესაბამის მჟავებს, ხოლო ფუძეებთან ურთიერთქმედებისას შესაბამის მჟავე და ნორმალურ მარილებს. Მაგალითად,სპილენძის ოქსიდი (CuO) არის მარილის წარმომქმნელი ოქსიდი, რადგან, მაგალითად, როდესაც იგი რეაგირებს მარილმჟავასთან (HCl), წარმოიქმნება მარილი:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

ქიმიური რეაქციების შედეგად შესაძლებელია სხვა მარილების მიღება:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

მარილწარმომქმნელი ოქსიდებიეს არის ოქსიდები, რომლებიც არ ქმნიან მარილებს. მაგალითები მოიცავს CO, N 2 O, NO.

მარილის შემქმნელი ოქსიდები, თავის მხრივ, 3 ტიპისაა: ძირითადი (სიტყვიდან « ბაზა » ), მჟავე და ამფოტერული.

ძირითადი ოქსიდებიამ ლითონის ოქსიდებს უწოდებენ მათ, რომლებიც შეესაბამება ჰიდროქსიდებს, რომლებიც მიეკუთვნებიან ფუძეების კლასს. ძირითადი ოქსიდები მოიცავს, მაგალითად, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO და ა.შ.

ძირითადი ოქსიდების ქიმიური თვისებები

1. წყალში ხსნადი ძირითადი ოქსიდები რეაგირებენ წყალთან და ქმნიან ფუძეებს:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. რეაგირება მჟავა ოქსიდებთან, წარმოქმნის შესაბამის მარილებს

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. რეაგირება მჟავებთან მარილისა და წყლის წარმოქმნით:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. რეაქცია ამფოტერულ ოქსიდებთან:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

თუ ოქსიდების შემადგენლობა მეორე ელემენტად შეიცავს არალითონს ან მეტალს, რომელიც ავლენს ყველაზე მაღალ ვალენტობას (ჩვეულებრივ IV-დან VII-მდე), მაშინ ასეთი ოქსიდები მჟავე იქნება. მჟავე ოქსიდები (მჟავა ანჰიდრიდები) არის ის ოქსიდები, რომლებიც შეესაბამება მჟავების კლასს მიკუთვნებულ ჰიდროქსიდებს. ესენია, მაგალითად, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 და ა.შ. მჟავე ოქსიდები იხსნება წყალში და ტუტეებში, წარმოქმნის მარილს და წყალს.

მჟავა ოქსიდების ქიმიური თვისებები

1. წყალთან რეაქცია მჟავის წარმოქმნით:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

მაგრამ ყველა მჟავე ოქსიდი არ რეაგირებს უშუალოდ წყალთან (SiO 2 და ა.შ.).

2. რეაგირება დაფუძნებულ ოქსიდებთან მარილის წარმოქმნით:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. რეაგირება ტუტეებთან, წარმოქმნის მარილს და წყალს:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

ნაწილი ამფოტერული ოქსიდიმოიცავს ელემენტს, რომელსაც აქვს ამფოტერული თვისებები. ამფოტერულობა გულისხმობს ნაერთების უნარს, გამოავლინონ მჟავე და ძირითადი თვისებები პირობებიდან გამომდინარე.მაგალითად, თუთიის ოქსიდი ZnO შეიძლება იყოს ფუძე ან მჟავა (Zn(OH) 2 და H 2 ZnO 2). ამფოტერულობა გამოიხატება იმით, რომ პირობებიდან გამომდინარე, ამფოტერული ოქსიდები ავლენენ როგორც ძირითად, ისე მჟავე თვისებებს.

ამფოტერული ოქსიდების ქიმიური თვისებები

1. რეაგირება მჟავებთან მარილისა და წყლის წარმოქმნით:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. რეაგირება მყარ ტუტეებთან (შერწყმის დროს), რეაქციის შედეგად წარმოიქმნება მარილი - ნატრიუმის თუთია და წყალი:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

თუთიის ოქსიდი ურთიერთქმედებს ტუტე ხსნართან (იგივე NaOH), სხვა რეაქცია ხდება:

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

საკოორდინაციო ნომერი არის მახასიათებელი, რომელიც განსაზღვრავს ახლომდებარე ნაწილაკების რაოდენობას: ატომები ან იონები მოლეკულაში ან კრისტალში. თითოეულ ამფოტერულ ლითონს აქვს საკუთარი საკოორდინაციო ნომერი. Be-სთვის და Zn-ისთვის არის 4; იყიდება და ალ ეს არის 4 ან 6; იყიდება და Cr არის 6 ან (ძალიან იშვიათად) 4;

ამფოტერული ოქსიდები ჩვეულებრივ წყალში უხსნადია და არ რეაგირებენ მასთან.

ჯერ კიდევ გაქვთ შეკითხვები? გსურთ იცოდეთ მეტი ოქსიდების შესახებ?
დამრიგებლისგან დახმარების მისაღებად დარეგისტრირდით.
პირველი გაკვეთილი უფასოა!

ვებსაიტზე, მასალის სრულად ან ნაწილობრივ კოპირებისას საჭიროა წყაროს ბმული.