Oksidas netirpsta vandenyje. Šiuolaikinio gamtos mokslo pažanga. Cheminė sąveika vidutinių druskų klasei

Medžiagos struktūros komplikacija klasifikuojant neorganinius junginius atsiranda tokia seka: elementai ® oksidai (baziniai, rūgštiniai, amfoteriniai) ® hidroksidai (bazės ir rūgštys) ® druskos (vidutinės, rūgštinės, bazinės).

Oksidai vadinamos sudėtingomis medžiagomis, susidedančiomis iš dviejų elementų, iš kurių vienas yra deguonis. Pagal savo cheminę prigimtį oksidai skirstomi į tris grupes:

· baziniai oksidai, Na 2 O, MgO, CaO, FeO, NiO, Fe 2 O 3, ...;

· rūgščių oksidai, SO 2, SO 3, CO 2, Mn 2 O 7, P 2 O 5, ...;

· amfoteriniai oksidai, Al 2 O 3, ZnO, BeO, SnO, Cr 2 O 3, PbO

kietieji oksidai K 2 O, Al 2 O 3, P 2 O 5, ...

skystis: SO 3, N 2 O 4, ...

dujinis: CO 2, NO 2, SO 2 ...

Pagal tirpumą vandenyje oksidai skirstomi:

įjungta tirpus(SO 2, CO 2, K 2 O, Na 2 O, Rb 2 O, CaO)

Ir netirpi:( CuO, FeO, NiO, SiO 2, Al 2 O 3, MoO 3, amfoteriniai oksidai)

1.1.1 Pagrindiniai oksidai

Pagrindinisyra vadinami oksidai, kurios reaguodamos su rūgštimis sudaro druską ir vandenį. Pagrindiniai oksidai yra kalio oksidas K2O, kalcio oksidas CaO, mangano (II) oksidas MnO, vario (I) oksidas Cu2O ir kt.

Baziniai oksidai reaguoja su rūgštimis ir susidaro

druska ir vanduo; MnO + 2HCl Þ MnCl2 + H2O; Fe 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

Baziniai oksidai sąveikauja su rūgštiniais oksidais su

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

2FeO + SiO 2 = Fe 2 SiO 4

Šarminių ir šarminių žemių metalų oksidai reaguoja su vandeniu:

K2O + H2O = 2KOH; CaO + H 2 O + Ca(OH) 2

Bazinius oksidus taip pat galima apibrėžti kaip tuos oksidus, kuriuos atitinka bazės. Pavyzdžiui, mangano oksidas MnO atitinka hidroksidą Mn(OH) 2. Pagrindiniai oksidai yra oksidai s-, f- Ir d-elementai, kurių oksidacijos laipsnis yra žemiausias, ir kai kurių oksidai p- elementai.

Rūgštiniai oksidai

Rūgštiniai oksidai gali būti vadinami oksidais, kurie atitinka rūgštis. Taigi sieros oksidas (VI) SO 3 atitinka sieros rūgštį H 2 SO 4, aukštesnįjį mangano oksidą (VII) Mn 2 O 7 - mangano rūgštį HMnO 4.

(A). Bendra visų rūgščių oksidų savybė yra jų gebėjimas reaguoti su bazėmis ir sudaryti druską ir vandenį:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O norėdami parašyti druskos formulę, kurią turite žinoti

Kuri rūgštis atitinka šį oksidą?

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). Rūgštiniai oksidai sąveikauja su baziniais oksidais ir susidaro druskos: CaO + CO 2 = CaCO 3; 3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4.

(V). Kalbant apie vandenį, rūgščių oksidai gali būti gerai arba blogai tirpūs. Tirpiems oksidams priskiriamas anglies monoksidas (IV) CO 2, sieros oksidai ir kt. Blogai tirpūs rūgštiniai oksidai yra silicio oksidas SiO 2, molibdeno oksidas MoO 3 ir kt. Ištirpus vandenyje susidaro rūgštys: CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3; SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

1 Maskvos valstybinis technikos universitetas pavadintas. N.E. Baumanas

2 Pirmasis Maskvos valstybinis medicinos universitetas, pavadintas. JUOS. Sechenovas

3 Maskvos valstybinis pedagoginis universitetas

Oksido nuosėdų ėsdinimo iš plieno, kuriame yra kobalto ir geležies, paviršiaus problemos visada buvo praktinės svarbos ir buvo aktualios. Išstudijavę daug medžiagos šia tema, autoriai teigia, kad kai kurie problemos aspektai dar nėra iki galo ištirti (tai apima elektrolitų tirpalų charakteristikų įtaką, šių veiksnių veikimo mechanizmo nustatymą). Kobaltas ir geležies oksidai plačiai naudojami kaip įvairių cheminių procesų katalizatoriai (metano ir anglies monoksido oksidacija, parafinų dehidrogenacija ir kt.). Jų savybės priklauso nuo paviršiaus savybių, kurios lemia oksido tirpimo kinetiką. Eksperimentiniai mineralinių rūgščių (ypač H2SO4) poveikio heterogeninės reakcijos greičiui (Co3O4 ir Fe3O4 rūgščioje terpėje) tyrimai atskleidė ribojančios stadijos, kurią sudaro paviršiaus junginių susidarymas, pobūdį - ir vėlesnis jų perėjimas prie elektrolito tirpalo. Taip pat buvo sukurta sisteminė oksidų tirpimo kreivių analizė, skirta apskaičiuoti kinetinius parametrus: vandenilio jonų ir sulfato jonų aktyvacijos energiją ir reakcijos eiles.

kobalto oksidas

geležies oksidas

kinetika

ištirpimas

modeliavimas

Barton-Stransky modelis

Hougen-Watson metodas

1. Bokšteinas B.S., Mendelevas M.I., Pokhvisnevas Yu.V. Fizinė chemija: termodinamika ir kinetika. – M.: Leidykla „MISIS“, 2012. – 258 p.

2. Butleris J. Joninės pusiausvyros. – L.: Chemija, 1973. – 448 p.

3. Delmon B. Heterogeninių reakcijų kinetika. – M.: Mir, 1972. – 555 p.

4. Barre P. Heterogeninių procesų kinetika. – M.: Mir, 1976. – 400 p.

5. Kiselevas M.Yu. Pirito tirpimo elektrocheminiu chloravimu mechanizmas ir kinetika // Aukštųjų mokyklų žinios. Kasybos žurnalas. – 2010. – Nr.4. – P. 101–104.

6. Korzenšteinas N.M., Samuylovas E.V. Tūrinė kondensacija heterogeninėse reakcijose // Colloid Journal. – 2013. – T. 75, Nr.1. – 84 p.

7. Kolesnikovas V.A., Kapustinas V.A., Kapustinas Yu.I., Isajevas M.K., Kolesnikovas A.V. Metalų oksidai – perspektyvios medžiagos elektrocheminiams procesams // Stiklas ir keramika. – 2016. – Nr.12. – P. 23–28.

8. Jakuševa E.A., Goričevas I.G., Atanasjanas T.K., Izotovas A.D. Kobalto oksidų (Co3O4, Co2O3) tirpimo kinetikos tyrimas esant įvairioms H2SO4, HCl, EDTA ir pH koncentracijoms // Volgograd: Abstracts of XIX Mend. Bendrosios ir taikomosios chemijos kongresas. – 2011. – T. 3 – P. 366.

9. Jakuševa E.A., Goričevas I.G., Atanasjanas T.K., Layner Yu.A. Kobalto oksidų tirpimo rūgštinėje terpėje kinetika // Metalai. – 2010. – Nr.2. – P. 21–27.

10. Jakuševa E.A., Goričevas I.G., Atanasjanas T.K., Plakhotnaja O.N., Gorjačiova V.N. Kobalto ir vario oksidų tirpimo sieros rūgštyje kinetinių procesų modeliavimas // MSTU biuletenis im. N.E. Baumanas. Ser. Gamtos mokslai. – 2017. – Nr.3. – 124–134 p.

Atlikti eksperimentiniai oksido fazių tirpimo tyrimai leidžia detaliai apibūdinti kietosios fazės elgesio rūgščioje aplinkoje procesus, paaiškinti oksidų paviršiuje vykstančius reiškinius, atsižvelgiant į jų rūgščių-šarmų charakteristikas. ir tirpinimo mechanizmas, atlikti topo modeliavimą cheminės reakcijos.

Tyrimo tikslas susideda iš Co3O4 ir Fe3O4 tirpimo sieros rūgštyje proceso tyrimo ir modeliavimo.

Medžiagos ir tyrimo metodai

Tyrimams paimti 500 mg sveriantys mėginiai, kurių d = 80÷100 µm. Oksidų identifikavimas atliktas rentgeno spindulių difrakcija, IR ir termine analize.

Norint išsiaiškinti kietų metalų oksidų mėginių tirpimo rūgščioje terpėje mechanizmą, eksperimentas buvo atliktas prietaisu (termostatu 0,5 l tūrio reaktoriu), kurio metu buvo tiriama kietų mėginių tirpimo kinetika, neįskaitant jokios įtakos. nekontroliuojami tiriamo reiškinio veiksniai. Eksperimento temperatūra buvo 363 K. Eksperimentas buvo atliktas esant įvairioms pH vertėms ir mineralinės rūgšties koncentracijoms.

Tam tikrais laiko intervalais skystosios fazės mėginiai buvo imami iš reakcijos indo, naudojant stiklinį Schott filtrą. Kobalto jonų koncentracija nustatyta spektrofotometriškai (UF-3100 spektrofotometru) naudojant amonio tiocianatą, o geležies – naudojant o-fenantroliną.

Gauti eksperimentiniai duomenys apie rūgšties koncentracijos įtaką kobalto oksido Co3O4 ir Fe3O4 tirpimo greičiui pateikti fig. 1 (taškai – eksperimentiniai duomenys, linijos – modeliavimo rezultatai). Tirpalo dalis a buvo apskaičiuota naudojant lygtį: a = Dt/D∞.

Ryžiai. 1. a) ištirpusio Co3O4 oksido dalies priklausomybė nuo laiko esant skirtingoms sieros rūgšties koncentracijoms (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) ištirpusio Fe3O4 oksido dalies priklausomybė nuo laiko esant skirtingoms sieros rūgšties koncentracijoms (mol/l): 1 - 10,3; 2 - 7,82; 3 - 3,86; 4 - 2,44; T = 293 K

Tyrimo rezultatai ir diskusija

Kinetinių parametrų skaičiavimas. Eksperimentinių kinetinių duomenų analizė atlikta naudojant heterogeninės kinetikos lygtis, kurios leido nustatyti įvairių jonų reakcijų eiles (ni), savitąjį tirpimo greitį (Wi), jo priklausomybę nuo tirpalo koncentracijos. , taip pat reakcijų aktyvavimo energijos (Ea).

Heterogeninių reakcijų kinetika grindžiama privalomu dalelių paviršiaus pokyčių, vykstančių tirpimo procese, įvertinimu laikui bėgant; be to, heterogeninėms reakcijoms paprastai būdingas pastovus greitis laikui bėgant (1).

Šiuo atveju oksido tirpimo greitis gali būti pavaizduotas lygtimi:

kur Wi yra specifinis tirpimo greitis; f (α) yra funkcija, kuri atsižvelgia į tai, kaip oksido paviršius keičiasi laikui bėgant.

Norėdami išsiaiškinti tirpimo mechanizmą ir modeliuoti šį reiškinį, naudojome Barton-Stransky modelį (2):

, (2)

kur A yra konstanta. Jo vertė yra tiesiogiai proporcinga aktyvių centrų skaičiui vienos oksido dalelės paviršiuje.

Kintamųjų W ir A reikšmėms rasti buvo naudojami netiesinės regresijos analizės metodai ir kompiuterinė programa MathCad.

1 lentelė

Specifinis oksidų Co3O4 ir Fe3O4 tirpimo greitis priklausomai nuo H2SO4 koncentracijos

Iš lentelėje pateiktų duomenų ir pav. 2 (taškai – eksperimentiniai duomenys, linijos – modeliavimo pagal (3) lygtį rezultatas) iš to matyti, kad kobalto oksidas Co3O4 sieros rūgštyje tirpsta greičiau nei geležies oksidas Fe3O4. Dviejų oksidų vandenilio jonų reakcijos eilė yra maždaug 0,5. (visi rezultatai pagrįsti Barton-Stransky modeliu).

Ryžiai. 2. a) greičio logaritmo (log W) priklausomybė nuo koncentracijos logaritmo (log C(H2SO4)), tirpinant Co3O4 sieros rūgštyje; b) greičio logaritmo (log W) priklausomybė nuo koncentracijos logaritmo (log C(H2SO4)), kai Fe3O4 yra ištirpęs sieros rūgštyje

Gauti duomenys leidžia apibūdinti ryšį tarp specifinio Co3O4 ir Fe3O4 oksidų tirpimo greičio ir H2SO4 koncentracijos apibendrinta lygtimi.

, (3)

kur ≡, W0 yra tirpimo greičio konstanta, K1, K2 yra konstantos.

Kobalto ir geležies oksidų tirpimo neorganinėje rūgštyje mechanizmo modeliavimas. Oksidai tirpsta rūgštyse ant kristalinės gardelės paviršiaus defektų, vadinamųjų aktyvių oksidų tirpimo centrų, kurie adsorbavo H+ jonus ir H+...A- jonų poras.

Hougen-Watson metodas leidžia imituoti pH ir rūgšties koncentracijos poveikį oksidų tirpimo greičiui.

Šiuo atveju kobalto ir geležies oksidų tirpimo greitis bus išreikštas lygtimi:

Manoma, kad oksidų paviršiuje susidaro tokios pat sudėties metalo hidrokso kompleksų dalelės, kokios yra tirpale. Hidrokso kompleksų koncentracijai apskaičiuoti naudojome medžiagų balanso lygtis vandenilio, kobalto ir geležies jonų hidrolizės reakcijose; visų etapų hidrolizės lygtys hidrolizės konstantoms apskaičiuoti. Hougen-Watson metodu daroma prielaida, kad jonų koncentracijos priklausomybė nuo oksidų paviršiaus ir tirpale paklūsta Langmuir izotermai, kuri leidžia susieti jonų paviršiaus ir tūrio koncentracijas ((5) lygtis).

Kobalto oksidų Co3O4 ir Fe3O4 savitojo ištirpimo greičio priklausomybė praskiestoje sieros rūgštyje išreiškiama (5-7) lygtimis.

Jonų ir koncentracija gali būti išreikšta bendra Co3+ ir Fe3+ jonų koncentracija, jei nustatomas jų kiekis tirpale. Šiuo atveju ir. Tada greitis yra

Jeigu imituosime oksido tirpimo procesą ir darysime prielaidą, kad jonai veikia kaip paviršinio aktyvumo dalelės, tai proceso greičio priklausomybė nuo jonų koncentracijos atrodys taip (a1 – jonų skaičius tirpale).

padidinti

oksidų tirpumas ir

hidroksidai

Pogrupis

Tirpdami joniniai oksidai pradeda cheminę sąveiką su vandeniu, sudarydami atitinkamus hidroksidus:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

labai stipru

bazinė oksido bazė

Šarminių ir šarminių žemės metalų hidroksidai yra stiprios bazės ir vandenyje visiškai disocijuoja į metalų katijonus ir hidroksido jonus:

NaOH Na + + OH –

Kadangi OH - jonų koncentracija didėja, šių medžiagų tirpalai turi labai šarminę aplinką (pH>>7); jie vadinami šarmais.

Antroji grupė labai tirpus vandens oksiduose ir juos atitinkančiuose hidroksijunginiuose – molekuliniai oksidai ir rūgštys su kovalentinio tipo cheminiais ryšiais. Tai apima tipiškų nemetalų junginius, kurių oksidacijos būsena yra didžiausia, ir kai kuriuos d-metalus, kurių oksidacijos būsena: +6, +7. Tirpieji molekuliniai oksidai (SO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 ) reaguoja su vandeniu, sudarydami atitinkamas rūgštis:

SO 3 + H 2 O H 2 SO 4

sieros oksidas (VI) sieros rūgštis

stipri rūgštis stipri rūgštis

N2O5 + H2O2HNO3

azoto oksidas (V) azoto rūgštis

Mn2O7 + H2O2HMnO4

mangano (VII) oksidas mangano rūgštis

Stiprios rūgštys (H 2 SO 4, HNO 3, HClO 4, HClO 3, HMnO 4) tirpaluose visiškai disocijuoja į H + katijonus ir rūgšties likučius:

2 etapas: H 2 PO 4 – H + + HPO 4 2 –

K 2 =(=6,2∙10 –8;

3 etapas: HPO 4 2– H + + PO 4 3–

K 3 =()/=4,4∙10–13,

kur K1, K2, K3 yra ortofosforo rūgšties disociacijos konstantos atitinkamai pirmai, antrai ir trečiai etapams.

Disociacijos konstanta (1 priedo lentelė) apibūdina rūgšties stiprumą, t.y. jo gebėjimas skaidyti (disociuoti) į jonus tam tikrame tirpiklyje tam tikroje temperatūroje. Kuo didesnė disociacijos konstanta, tuo labiau pusiausvyra pasislenka link jonų susidarymo, tuo stipresnė rūgštis, t.y. Pirmajame etape fosforo rūgšties disociacija yra geresnė nei antrajame ir atitinkamai trečiajame etape.

Vidutiniškai tirpūs sieros (IV), anglies (IV), azoto (III) oksidai vandenyje sudaro atitinkamas silpnas rūgštis, kurios dalinai disocijuoja.

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 –

silpna-silpna

rūgštinės rūgštys

Neutralizacijos reakcija

Neutralizacijos reakcija gali būti išreikšta tokia schema:

H2O

(bazė arba (rūgštis arba rūgštys-

bazinis oksidas)

5.3.1. Bazinių junginių savybės eksponuojami s-metalų oksidai ir hidroksidai (išimtis Be), d-metalai oksidacijos būsenoje (+1, +2) (išimtis Zn), kai kurie p-metalai (žr. 3 pav.).

							VIIIA
Aš A	II A	IIIA	IVA	V.A.	PER	VIIA
Li	Būk	B	C	N	O	F

Įstrižainės panašumas Al Zn Ge Netirpus: paprastai bazinis Amfoteriniai oksidai Silpna rūgštis Oksidai ištirpsta, sudarydami rūgštis

Ryžiai. 3. Oksidų ir juos atitinkančių hidroksijunginių rūgščių-šarmų savybės

Būdinga bazinių junginių savybė yra jų gebėjimas reaguoti su rūgštimis, rūgštiniais arba amfoteriniais oksidais ir sudaryti druskas, pavyzdžiui:

KOH + HCl KCl + H 2 O

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

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

Priklausomai nuo protonų skaičiaus, kurį galima dėti į bazę, yra monorūgščių bazės (pavyzdžiui, LiOH, KOH, NH 4 OH), dirūgštinės bazės ir kt.

Polirūgščių bazių neutralizavimo reakcija gali vykti etapais, pirmiausia susidarant bazinėms, o paskui tarpinėms druskoms.

Me(OH) 2 MeOHCl MeCl 2

hidroksidas NaOH bazinė NaOH terpė

metalo druskos druska

Pavyzdžiui:

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

hidroksokobaltas (II)

(bazinė druska)

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

kobaltas (II)

(vidutinė druska)

5.3.2. Rūgščių junginių savybės turi nemetalų oksidų ir rūgščių, taip pat d-metalų oksidacijos būsenos (+5, +6, +7) (žr. 3 pav.).

Būdinga savybė yra jų gebėjimas sąveikauti su bazėmis, baziniais ir amfoteriniais oksidais ir sudaryti druskas, pavyzdžiui:

2HNO3 + Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2H2O

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

Atsižvelgiant į deguonies buvimą jų sudėtyje, rūgštys skirstomos į turintis deguonies(pavyzdžiui, H 2 SO 4, HNO 3) ir be deguonies(HBr, H2S). Atsižvelgiant į vandenilio atomų, esančių rūgšties molekulėje, kurią galima pakeisti metalo atomais, skaičių, išskiriamos vienbazinės rūgštys (pavyzdžiui, vandenilio chloridas HCl, azoto rūgštis HNO 2), dvibazė (sierinė H 2 SO 3, anglis H 2 CO 3), tribazinis (ortofosforinis H 3 PO 4) ir kt.

Polibazinės rūgštys neutralizuojamos palaipsniui, susidarant iš pradžių rūgštinėms, o vėliau vidutinėms druskoms:

H 2 X NaHX Na 2 X

daugiabazinė rūgštinė terpė

rūgštinė druska druska

Pavyzdžiui, ortofosforo rūgštis gali sudaryti trijų tipų druskas, priklausomai nuo kiekybinio rūgšties ir šarmo santykio:

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

1:1 divandenilio fosfatas

b) 2NaOH + H3PO4 → Na2HPO4 + 2H2O;

2:1 vandenilio fosfatas

c) 3NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3H2O.

3:1 ortofosfatas

5.3.3. Amfoteriniai oksidai ir hidroksidai forma Be, p-metalai, esantys šalia „amfoterinės įstrižainės“ (Al, Ga, Sn, Pb), taip pat d-metalai oksidacijos būsenose (+3, +4) ir Zn (+2) (žr. 3 pav. ).

Šiek tiek tirpstantys amfoteriniai hidroksidai disocijuoja ir bazines, ir rūgštines:

2H + + 2– Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH –

Todėl amfoteriniai oksidai ir hidroksidai gali reaguoti tiek su rūgštimis, tiek su bazėmis. Sąveikaujant su stipresnėmis rūgštimis, amfoteriniai junginiai pasižymi bazių savybėmis.

ZnO + SO 3 → ZnSO 4 + H 2 O

rūgšties

Zn(OH) 2 + H 2 SO 4 → ZnSO 4 + H 2 O

bazinė rūgštis

jungtys

Sąveikaujant su stipriomis bazėmis, amfoteriniai junginiai pasižymi rūgščių savybėmis, sudarydami atitinkamas druskas. Druskos sudėtis priklauso nuo reakcijos sąlygų. Susiliejus susidaro paprastos „dehidratuotos“ druskos.

2NaOH + Zn(OH) 2 → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

rūgšties bazės natrio cinkatas

junginys

2NaOH + ZnO → Na 2 ZnO 2 + H 2 O

Vandeniniuose šarmų tirpaluose susidaro kompleksinės druskos:

2NaOH + Zn(OH)2 → Na 2

(vandeninis tetrahidroksocinkatas

Šiuolaikinis chemijos mokslas atstovauja daugybei skirtingų šakų, ir kiekviena iš jų, be savo teorinio pagrindo, turi didelę taikomąją ir praktinę reikšmę. Kad ir ką liestumėte, viskas aplink jus yra cheminis produktas. Pagrindiniai skyriai yra neorganinė ir organinė chemija. Panagrinėkime, kokios pagrindinės medžiagų klasės priskiriamos neorganinėms ir kokias savybes jos turi.

Pagrindinės neorganinių junginių kategorijos

Tai apima:

Oksidai.
Druska.
Pagrindai.
Rūgštys.

Kiekviena iš klasių yra atstovaujama daugybe neorganinių junginių ir yra svarbi beveik bet kurioje žmogaus ekonominės ir pramoninės veiklos struktūroje. Visos pagrindinės šiems junginiams būdingos savybės, jų atsiradimas gamtoje ir gamyba mokykliniame chemijos kurse be nesėkmių tiriamos 8-11 klasėse.

Yra bendra oksidų, druskų, bazių, rūgščių lentelė, kurioje pateikiami kiekvienos medžiagos pavyzdžiai ir jų agregacijos būsena bei atsiradimas gamtoje. Tai taip pat rodo sąveiką, kuri apibūdina Cheminės savybės. Tačiau mes apžvelgsime kiekvieną klasę atskirai ir išsamiau.

Junginių grupė – oksidai

4. Reakcijos, dėl kurių elementai keičia CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagentas vanduo: rūgščių susidarymas (SiO 2 išimtis)

CO + vanduo = rūgštis

2. Reakcijos su bazėmis:

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

3. Reakcijos su baziniais oksidais: druskų susidarymas

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

4. OVR reakcijos:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Jie pasižymi dvejopomis savybėmis ir sąveikauja pagal rūgšties-šarmų metodo principą (su rūgštimis, šarmais, baziniais oksidais, rūgščių oksidais). Jie nesąveikauja su vandeniu.

1. Su rūgštimis: druskų ir vandens susidarymas

AO + rūgštis = druska + H 2 O

2. Su bazėmis (šarmais): hidrokso kompleksų susidarymas

Al 2 O 3 + LiOH + vanduo = Li

3. Reakcijos su rūgščių oksidais: druskų gavimas

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcijos su OO: druskų susidarymas, susiliejimas

MnO + Rb 2 O = dviguba druska Rb 2 MnO 2

5. Lydymosi reakcijos su šarmais ir šarminių metalų karbonatais: druskų susidarymas

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

Jie nesudaro nei rūgščių, nei šarmų. Jie pasižymi labai specifinėmis savybėmis.

Kiekvienas aukštesnis oksidas, sudarytas iš metalo arba nemetalo, ištirpęs vandenyje, suteikia stiprią rūgštį arba šarmą.

Organinės ir neorganinės rūgštys

Klasikiniame garse (remiantis ED pozicijomis – elektrolitinė disociacija – rūgštys yra junginiai, vandens aplinka disocijuoja į katijonus H + ir rūgščių liekanų An - anijonus. Tačiau šiandien rūgštys taip pat buvo plačiai tiriamos bevandenėmis sąlygomis, todėl yra daug skirtingų hidroksidų teorijų.

Empirinės oksidų, bazių, rūgščių, druskų formulės susideda tik iš simbolių, elementų ir indeksų, nurodančių jų kiekį medžiagoje. Pavyzdžiui, neorganinės rūgštys išreiškiamos formule H + rūgšties liekana n- . Organinės medžiagos turėti kitokį teorinį planą. Be empirinės, galite parašyti visą ir sutrumpintą jų struktūrinę formulę, kuri atspindės ne tik molekulės sudėtį ir kiekį, bet ir atomų eiliškumą, ryšį vienas su kitu ir pagrindinę funkcinę. karboksirūgšties grupė -COOH.

Neorganinėse medžiagose visos rūgštys skirstomos į dvi grupes:

be deguonies - HBr, HCN, HCL ir kiti;
deguonies turintys (oksorūgštys) - HClO 3 ir viskas, kur yra deguonies.

Neorganinės rūgštys taip pat klasifikuojamos pagal stabilumą (stabilios arba stabilios – viskas, išskyrus anglies ir sieros, nestabilios arba nestabilios – anglies ir sieros). Pagal stiprumą rūgštys gali būti stiprios: sieros, druskos, azoto, perchloro ir kitos, taip pat silpnos: vandenilio sulfido, hipochloro ir kt.

Organinė chemija siūlo ne tą pačią įvairovę. Rūgštys, kurios yra organinės prigimties, yra klasifikuojamos kaip karboksirūgštys. Jų bendras bruožas yra -COOH funkcinės grupės buvimas. Pavyzdžiui, HCOOH (skruzdžių), CH 3 COOH (acto), C 17 H 35 COOH (stearino) ir kt.

Yra nemažai rūgščių, kurios ypač kruopščiai akcentuojamos svarstant šią temą mokykliniame chemijos kurse.

Solyanaya.
Azotas.
Ortofosforinis.
Hidrobrominis.
Anglis.
Vandenilio jodidas.
Sieros.
Acto arba etano.
Butanas arba aliejus.
Benzoinas.

Šios 10 rūgščių chemijoje yra pagrindinės atitinkamos klasės medžiagos tiek mokykloje, tiek apskritai pramonėje ir sintezėje.

Neorganinių rūgščių savybės

Pagrindinės fizinės savybės visų pirma apima skirtingą agregacijos būseną. Juk yra nemažai rūgščių, kurios normaliomis sąlygomis turi kristalų arba miltelių pavidalą (boro, ortofosforo). Didžioji dauguma žinomų neorganinių rūgščių yra skirtingi skysčiai. Virimo ir lydymosi taškai taip pat skiriasi.

Rūgštys gali stipriai nudeginti, nes gali sunaikinti organinius audinius ir odą. Rūgščių aptikimui naudojami indikatoriai:

metiloranžinė (įprastoje aplinkoje - oranžinė, rūgštyse - raudona),
lakmusas (neutraliame - violetinis, rūgštyse - raudonas) ar kai kurie kiti.

Svarbiausios cheminės savybės apima gebėjimą sąveikauti tiek su paprastomis, tiek su sudėtingomis medžiagomis.

Neorganinių rūgščių cheminės savybės

Su kuo jie bendrauja?	Reakcijos pavyzdys
1. Su paprastomis medžiagomis – metalais. Privaloma sąlyga: metalas turi būti EHRNM prieš vandenilį, nes po vandenilio stovintys metalai negali jo išstumti iš rūgščių sudėties. Reakcijoje visada susidaro vandenilio dujos ir druska.
2. Su priežastimis. Reakcijos rezultatas yra druska ir vanduo. Panašios reakcijos stiprios rūgštys su šarmais vadinamos neutralizacijos reakcijomis.	Bet kokia rūgštis (stipri) + tirpi bazė = druska ir vanduo
3. Su amfoteriniais hidroksidais. Apatinė eilutė: druska ir vanduo.	2HNO 2 + berilio hidroksidas = Be(NO 2) 2 (vidutinė druska) + 2H 2 O
4. Su baziniais oksidais. Rezultatas: vanduo, druska.	2HCL + FeO = geležies (II) chloridas + H 2 O
5. Su amfoteriniais oksidais. Galutinis poveikis: druska ir vanduo.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Su druskomis, susidarančiomis silpnesnių rūgščių. Galutinis poveikis: druska ir silpna rūgštis.	2HBr + MgCO 3 = magnio bromidas + H 2 O + CO 2

Sąveikaujant su metalais, ne visos rūgštys reaguoja vienodai. Chemija (9 klasė) mokykloje yra labai negilus tokių reakcijų tyrimas, tačiau net ir šiame lygmenyje atsižvelgiama į specifines koncentruotos azoto ir sieros rūgšties savybes sąveikaujant su metalais.

Hidroksidai: šarmai, amfoterinės ir netirpios bazės

Oksidai, druskos, bazės, rūgštys – visos šios medžiagų klasės turi bendrą cheminę prigimtį, paaiškinama kristalinės gardelės struktūra, taip pat abipuse atomų įtaka molekulėse. Tačiau jei buvo įmanoma pateikti labai konkretų oksidų apibrėžimą, tai sunkiau padaryti rūgštims ir bazėms.

Kaip ir rūgštys, taip ir bazės, remiantis ED teorija, yra medžiagos, kurios vandeniniame tirpale gali suskaidyti į metalo katijonus Me n + ir hidroksilo grupių OH - anijonus.

Tirpios arba šarminės (stiprios bazės, kurios keičiasi. Susidaro I ir II grupių metalai. Pavyzdys: KOH, NaOH, LiOH (tai yra, atsižvelgiama tik į pagrindinių pogrupių elementus);
Šiek tiek tirpsta arba netirpi (vidutinio stiprumo, nekeičia indikatorių spalvos). Pavyzdys: magnio hidroksidas, geležis (II), (III) ir kt.
Molekulinės (silpnos bazės, vandeninėje aplinkoje jos grįžtamai disocijuoja į jonų molekules). Pavyzdys: N 2 H 4, aminai, amoniakas.
Amfoteriniai hidroksidai (rodo dvigubas bazines ir rūgštines savybes). Pavyzdys: berilis, cinkas ir pan.

Kiekviena pateikta grupė yra mokoma mokyklinio chemijos kurso skyriuje „Pagrindai“. Chemija 8-9 klasėse apima išsamų šarmų ir blogai tirpių junginių tyrimą.

Pagrindinės bazių charakteristikos

Visi šarmai ir mažai tirpūs junginiai gamtoje randami kietos kristalinės būsenos. Tuo pačiu metu jų lydymosi temperatūra paprastai yra žema, o blogai tirpūs hidroksidai suyra kaitinant. Pagrindų spalva skiriasi. Jei šarmai yra balti, blogai tirpių ir molekulinių bazių kristalai gali būti labai skirtingų spalvų. Daugumos šios klasės junginių tirpumą galima rasti lentelėje, kurioje pateiktos oksidų, bazių, rūgščių, druskų formulės, parodytas jų tirpumas.

Šarmai gali pakeisti indikatorių spalvą taip: fenolftaleinas – tamsiai raudonas, metiloranžinė – geltona. Tai užtikrina laisvas hidrokso grupių buvimas tirpale. Štai kodėl blogai tirpios bazės tokios reakcijos nesukelia.

Kiekvienos bazių grupės cheminės savybės yra skirtingos.

Cheminės savybės

šarmai

Šiek tiek tirpios bazės

Amfoteriniai hidroksidai

I. Sąveika su CO (rezultatas – druska ir vanduo):

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

II. Sąveika su rūgštimis (druska ir vandeniu):

įprastos neutralizacijos reakcijos (žr. rūgštis)

III. Jie sąveikauja su AO, sudarydami druskos ir vandens hidrokso kompleksą:

2NaOH + Me +n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O arba Na 2

IV. Jie sąveikauja su amfoteriniais hidroksidais, sudarydami hidrokso kompleksines druskas:

Tas pats kaip su AO, tik be vandens

V. Reaguokite su tirpiomis druskomis, kad susidarytų netirpūs hidroksidai ir druskos:

3CsOH + geležies (III) chloridas = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Reaguokite su cinku ir aliuminiu vandeniniame tirpale, kad susidarytų druskos ir vandenilis:

2RbOH + 2Al + vanduo = kompleksas su hidroksido jonu 2Rb + 3H 2

I. Kaitinant jie gali suirti:

netirpus hidroksidas = oksidas + vanduo

II. Reakcijos su rūgštimis (rezultatas: druska ir vanduo):

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

III. Bendraukite su KO:

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

I. Reaguokite su rūgštimis, kad susidarytų druska ir vanduo:

(II) + 2HBr = CuBr 2 + vanduo

II. Reaguoja su šarmais: rezultatas – druska ir vanduo (būkle: susiliejimas)

Zn(OH)2 + 2CsOH = druska + 2H2O

III. Reaguokite su stipriais hidroksidais: jei reakcija vyksta vandeniniame tirpale, susidaro druskos:

Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Tai yra dauguma cheminių savybių, kurias turi bazės. Bazių chemija yra gana paprasta ir atitinka bendruosius visų neorganinių junginių dėsnius.

Neorganinių druskų klasė. Klasifikacija, fizikinės savybės

Remiantis ED nuostatomis, druskomis galima vadinti neorganinius junginius, kurie vandeniniame tirpale disocijuoja į metalo katijonus Me +n ir rūgščių liekanų An n- anijonus. Taip galite įsivaizduoti druskas. Chemija pateikia daugiau nei vieną apibrėžimą, tačiau tai yra tiksliausias.

Be to, pagal cheminę prigimtį visos druskos skirstomos į:

Rūgšti (turi vandenilio katijoną). Pavyzdys: NaHSO 4.
Bazinis (turintis hidrokso grupę). Pavyzdys: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
Vidutinė (sudaryta tik iš metalo katijono ir rūgšties liekanos). Pavyzdys: NaCL, CaSO 4.
Dvigubas (įskaitant du skirtingus metalo katijonus). Pavyzdys: NaAl(SO 4) 3.
Kompleksas (hidrokso kompleksai, vandens kompleksai ir kt.). Pavyzdys: K 2.

Druskų formulės atspindi jų cheminę prigimtį, taip pat nurodo kokybinę ir kiekybinę molekulės sudėtį.

Oksidai, druskos, bazės, rūgštys turi skirtingas tirpumo savybes, kurias galima peržiūrėti atitinkamoje lentelėje.

Jei kalbame apie druskų agregacijos būseną, turime pastebėti jų vienodumą. Jie egzistuoja tik kietos, kristalinės arba miltelių pavidalo. Spalvų diapazonas yra gana įvairus. Sudėtingų druskų tirpalai, kaip taisyklė, turi ryškių, sočiųjų spalvų.

Cheminė sąveika vidutinių druskų klasei

Jie turi panašias chemines savybes kaip bazės, rūgštys ir druskos. Oksidai, kaip jau nagrinėjome, šiuo veiksniu šiek tiek skiriasi nuo jų.

Iš viso galima išskirti 4 pagrindinius vidutinių druskų sąveikos tipus.

I. Sąveika su rūgštimis (tik stiprios ED požiūriu) susidarant kitai druskai ir silpnai rūgščiai:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcijose su tirpiais hidroksidais susidaro druskos ir netirpios bazės:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 tirpi druska + Cu(OH) 2 netirpi bazė

III. Reakcija su kita tirpia druska, kad susidarytų netirpi ir tirpi druska:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcijos su metalais, esančiais EHRNM kairėje nuo druskos, sudarančios druskos. Tokiu atveju reaguojantis metalas normaliomis sąlygomis neturėtų sąveikauti su vandeniu:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Tai yra pagrindiniai sąveikos tipai, būdingi vidutinėms druskoms. Kompleksinių, bazinių, dvigubų ir rūgščių druskų formulės kalba pačios už save apie eksponuojamų cheminių savybių specifiškumą.

Oksidų, bazių, rūgščių, druskų formulės atspindi visų šių neorganinių junginių klasių atstovų cheminę esmę, be to, suteikia idėją apie medžiagos pavadinimą ir jos fizines savybes. Todėl jų rašymui reikėtų skirti ypatingą dėmesį. Apskritai nuostabus chemijos mokslas mums siūlo didžiulę junginių įvairovę. Oksidai, bazės, rūgštys, druskos – tai tik dalis didžiulės įvairovės.

Oksidai vadinamos kompleksinėmis medžiagomis, kurių molekulėse yra oksidacijos būsenos deguonies atomai – 2 ir kai kurie kiti elementai.

gali būti gaunamas tiesiogiai sąveikaujant deguoniui su kitu elementu arba netiesiogiai (pavyzdžiui, skaidant druskas, bazes, rūgštis). Normaliomis sąlygomis oksidai būna kietos, skystos ir dujinės būsenos; tokio tipo junginiai gamtoje yra labai paplitę. Jame yra oksidų Žemės pluta. Rūdys, smėlis, vanduo, anglies dioksidas- tai oksidai.

Jie yra druskos arba nesudarantys druskos.

Druską formuojantys oksidai– Tai oksidai, kurie dėl cheminių reakcijų sudaro druskas. Tai metalų ir nemetalų oksidai, kurie, sąveikaudami su vandeniu, sudaro atitinkamas rūgštis, o sąveikaujant su bazėmis – atitinkamas rūgštines ir normalias druskas. Pavyzdžiui, Vario oksidas (CuO) yra druską sudarantis oksidas, nes, pavyzdžiui, jam reaguojant su druskos rūgštimi (HCl), susidaro druska:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Dėl cheminių reakcijų galima gauti kitų druskų:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Nesudarantys druskos oksidai Tai oksidai, kurie nesudaro druskų. Pavyzdžiui, CO, N 2 O, NO.

Savo ruožtu druską formuojantys oksidai yra 3 tipų: baziniai (iš žodžio « bazė » ), rūgštinis ir amfoterinis.

Pagrindiniai oksidaiŠie metalų oksidai vadinami tais, kurie atitinka hidroksidus, priklausančius bazių klasei. Baziniai oksidai apima, pavyzdžiui, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO ir kt.

Bazinių oksidų cheminės savybės

1. Vandenyje tirpūs baziniai oksidai reaguoja su vandeniu ir sudaro bazes:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Reaguokite su rūgščių oksidais, sudarydami atitinkamas druskas

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Reaguokite su rūgštimis, kad susidarytų druska ir vanduo:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reaguoti su amfoteriniais oksidais:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2 LiAlO 2.

Jei oksidų sudėtyje antrasis elementas yra nemetalas arba metalas, turintis didžiausią valentiškumą (dažniausiai nuo IV iki VII), tada tokie oksidai bus rūgštūs. Rūgščių oksidai (rūgšties anhidridai) yra tie oksidai, kurie atitinka rūgščių klasei priklausančius hidroksidus. Tai, pavyzdžiui, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 ir kt. Rūgštiniai oksidai ištirpsta vandenyje ir šarmuose, sudarydami druską ir vandenį.

Rūgščių oksidų cheminės savybės

1. Reaguokite su vandeniu, kad susidarytų rūgštis:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Tačiau ne visi rūgštiniai oksidai tiesiogiai reaguoja su vandeniu (SiO 2 ir kt.).

2. Reaguokite su oksidais, kad susidarytų druska:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Reaguokite su šarmais, sudarydami druską ir vandenį:

CO 2 + Ba(OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

dalis amfoterinis oksidas apima elementą, turintį amfoterinių savybių. Amfoteriškumas reiškia junginių gebėjimą pasižymėti rūgštinėmis ir šarminėmis savybėmis, priklausomai nuo sąlygų. Pavyzdžiui, cinko oksidas ZnO gali būti bazė arba rūgštis (Zn(OH) 2 ir H 2 ZnO 2). Amfoteriškumas išreiškiamas tuo, kad, priklausomai nuo sąlygų, amfoteriniai oksidai pasižymi bazinėmis arba rūgštinėmis savybėmis.

Amfoterinių oksidų cheminės savybės

1. Reaguokite su rūgštimis, kad susidarytų druska ir vanduo:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reaguoja su kietais šarmais (lydymosi metu), susidarant dėl reakcijos druskos – natrio cinkato ir vandens:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Kai cinko oksidas sąveikauja su šarmo tirpalu (tuo pačiu NaOH), įvyksta kita reakcija:

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

Koordinacijos skaičius – tai charakteristika, nusakanti šalia esančių dalelių: atomų ar jonų skaičių molekulėje ar kristale. Kiekvienas amfoterinis metalas turi savo koordinacinį numerį. Be ir Zn yra 4; For ir Al yra 4 arba 6; For ir Cr yra 6 arba (labai retai) 4;

Amfoteriniai oksidai paprastai netirpsta vandenyje ir su juo nereaguoja.

Vis dar turite klausimų? Norite sužinoti daugiau apie oksidus?
Norėdami gauti pagalbos iš dėstytojo, užsiregistruokite.
Pirma pamoka nemokama!

svetainėje, kopijuojant visą medžiagą ar jos dalį, būtina nuoroda į šaltinį.