Oksit suda çözünmez. Modern doğa bilimindeki ilerlemeler. Orta tuzlar sınıfı için kimyasal etkileşimler

İnorganik bileşikleri sınıflandırırken bir maddenin yapısının komplikasyonu şu sırayla meydana gelir: elementler ® oksitler (bazik, asidik, amfoterik) ® hidroksitler (bazlar ve asitler) ® tuzlar (ortalama, asidik, baz).

Oksitler biri oksijen olmak üzere iki elementten oluşan karmaşık maddelere denir. Kimyasal yapılarına göre oksitler üç gruba ayrılır:

· bazik oksitler, Na20, MgO, CaO, FeO, NiO, Fe203, ...;

· asit oksitler, S02, S03, C02, Mn207, P205, ...;

· amfoterik oksitler, Al 2 O 3, ZnO, BeO, SnO, Cr 2 O 3, PbO

katı oksitler K 2 O, Al 2 O 3, P 2 O 5, ...

sıvı: S03, N204, ...

gaz halinde: CO 2, NO 2, SO 2 ...

Sudaki çözünürlüğe bağlı olarak oksitler bölünür:

Açık çözünür(SO 2, CO 2, K 2 O, Na 2 O, Rb 2 O, CaO)

Ve çözünmez: ( CuO, FeO, NiO, SiO 2, Al 2 O 3, MoO 3, amfoterik oksitler)

1.1.1 Temel oksitler

Anaarandı oksitler asitlerle reaksiyona girdiğinde tuz ve su oluşturur. Ana oksitler arasında potasyum oksit K2O, kalsiyum oksit CaO, manganez(II) oksit MnO, bakır(I) oksit Cu2O vb. yer alır.

Bazik oksitler asitlerle reaksiyona girerek

tuz ve su; MnO + 2HCl → MnCl2 + H20; Fe203 + 3H2S04 = Fe2(S04)3 + 3H20.

Bazik oksitler asidik oksitlerle etkileşime girer.

tuzların oluşumu: CaO + C02 = CaC03; 3Na20 + P205 = 2Na3P04.

2FeO + SiO2 = Fe2SiO4

Alkali ve alkali toprak metallerin oksitleri suyla reaksiyona girer:

K2O + H20 = 2KOH; CaO + H20 + Ca(OH)2

Bazik oksitler, bazların karşılık geldiği oksitler olarak da tanımlanabilir. Örneğin manganez oksit MnO, hidroksit Mn(OH)2'ye karşılık gelir. Ana oksitler oksitlerdir S-, F- Ve D-en düşük oksidasyon durumundaki elementler ve bazılarının oksitleri P-elementler.

Asidik oksitler

Asidik oksitler asitlere karşılık gelen oksitler olarak adlandırılabilir. Bu nedenle, kükürt oksit (VI) S03, sülfürik asit H2S04'e, daha yüksek manganez oksit (VII) Mn207 - manganez asit HMnO4'e karşılık gelir.

(A). Tüm asidik oksitlerin ortak özelliği, bazlarla reaksiyona girerek tuz ve su oluşturma yetenekleridir:

CO 2 + 2NaOH = Na 2 CO 3 + H 2 O tuzun formülünü yazmak için bilmeniz gerekenler

Bu okside hangi asit karşılık gelir?

N205 + Ba(OH)2 = Ba(N03)2 + H20; S03 + Ca(OH)2 = CaS04 + H20

[ HNO3]

(B). Asidik oksitler bazik oksitlerle etkileşime girerek tuzlar oluşturur: CaO + CO2 = CaCO3; 3Na20 + P205 = 2Na3P04.

(V). Su ile ilgili olarak asit oksitler iyi veya az çözünür olabilir. Çözünür oksitler arasında karbon monoksit (IV) C02, kükürt oksitler vb. yer alır. Az çözünen asidik oksitler arasında silikon oksit Si02, molibden oksit MoO3 vb. bulunur. Suda çözündüğünde asitler oluşur: C02 + H20 = H2C03; S03 + H20 = H2S04

1 Moskova Devlet Teknik Üniversitesi adını almıştır. N.E. Bauman

2 Adını taşıyan ilk Moskova Devlet Tıp Üniversitesi. ONLARA. Seçenov

3 Moskova Pedagoji Devlet Üniversitesi

Kobalt ve demir içeren çeliklerin yüzeyindeki oksit birikintilerinin aşındırılması konuları her zaman pratik öneme sahip olmuştur ve alakalı olmuştur. Bu konuyla ilgili çok sayıda materyali inceleyen yazarlar, sorunun bazı yönlerinin henüz tam olarak araştırılmadığını belirtmektedir (bunlar arasında elektrolit çözeltilerinin özelliklerinin etkisi, bu faktörlerin etki mekanizmasının belirlenmesi yer almaktadır). Kobalt ve demir oksitler, çeşitli kimyasal işlemlerde (metan ve karbon monoksitin oksidasyonu, parafinlerin dehidrojenasyonu, vb.) katalizör olarak yaygın şekilde kullanılır. Özellikleri, oksit çözünme kinetiğini belirleyen yüzeyin özelliklerine bağlıdır. Mineral asitlerin (özellikle H2SO4) heterojen reaksiyon hızı (asidik bir ortamda Co3O4 ve Fe3O4) üzerindeki etkisi üzerine yapılan deneysel çalışmalar, tipte yüzey bileşiklerinin oluşumundan oluşan sınırlayıcı aşamanın doğasını ortaya çıkardı - ve bunların elektrolit çözeltisine müteakip geçişleri. Kinetik parametreleri hesaplamak için oksit çözünme eğrilerinin sistematik bir analizi de geliştirilmiştir: aktivasyon enerjisi ve hidrojen iyonları ve sülfat iyonları için reaksiyon sıraları.

kobalt oksit

Demir oksit

kinetik

çözünme

modelleme

Barton – Stransky modeli

Hougen-Watson yöntemi

1. Bokshtein B.S., Mendelev M.I., Pokhvisnev Yu.V. Fiziksel kimya: termodinamik ve kinetik. – M.: “MİSİS” Yayınevi, 2012. – 258 s.

2. Butler J. İyonik dengeler. – L.: Kimya, 1973. – 448 s.

3. Delmon B. Heterojen reaksiyonların kinetiği. – M.: Mir, 1972. – 555 s.

4. Barre P. Heterojen süreçlerin kinetiği. – M.: Mir, 1976. – 400 s.

5. Kiselev M.Yu. Elektrokimyasal klorlama ile pirit çözünmesinin mekanizması ve kinetiği // Yüksek öğretim kurumlarının haberleri. Madencilik dergisi. – 2010. – Sayı. 4. – S. 101–104.

6. Korzenshtein N.M., Samuylov E.V. Heterojen reaksiyonlarda hacimsel yoğunlaşma // Kolloid Dergisi. – 2013. – T. 75, Sayı 1. – 84 s.

7. Kolesnikov V.A., Kapustin V.A., Kapustin Yu.I., Isaev M.K., Kolesnikov A.V. Metal oksitler – elektrokimyasal işlemler için umut verici malzemeler // Cam ve Seramik. – 2016. – Sayı. 12. – S. 23–28.

8. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Izotov A.D. Kobalt oksitlerin (Co3O4, Co2O3) çeşitli H2SO4, HC1, EDTA ve pH konsantrasyonlarında çözünme kinetiğinin incelenmesi // Volgograd: XIX Mend Özetleri. Genel ve Uygulamalı Kimya Kongresi. – 2011. – T.3 – S.366.

9. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Layner Yu.A. Kobalt oksitlerin asidik ortamda çözünme kinetiği // Metaller. – 2010. – No. 2. – S. 21–27.

10. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Plakhotnaya O.N., Goryacheva V.N. Sülfürik asitte kobalt ve bakır oksitlerin çözünmesinin kinetik süreçlerinin modellenmesi // MSTU Bülteni im. N.E. Bauman. Ser. Doğa Bilimleri. – 2017. – Sayı 3. – s. 124–134.

Oksit fazlarının çözünmesine ilişkin yürütülen deneysel çalışmalar, katı fazın asidik bir ortamda davranış süreçlerini ayrıntılı olarak tanımlamayı, asit-baz özelliklerini dikkate alarak oksitlerin yüzeyinde meydana gelen olayları açıklamayı mümkün kılar. ve topo modellemesini gerçekleştirmek için çözünme mekanizması kimyasal reaksiyonlar.

Bu çalışmanın amacı Co3O4 ve Fe3O4'ün sülfürik asitte çözünme sürecinin incelenmesi ve modellenmesinden oluşur.

Malzemeler ve araştırma yöntemleri

Araştırma için d = 80÷100 µm ile 500 mg ağırlığında numuneler alındı. Oksitlerin tanımlanması X-ışını kırınımı, IR ve termal analizlerle gerçekleştirildi.

Asidik ortamda katı metal oksit numunelerinin çözünme mekanizmasını aydınlatmak amacıyla, katı numunelerin çözünme kinetiğini incelemek üzere herhangi bir maddenin etkisi hariç olmak üzere deney bir cihazda (0,5 l hacimli termostatlı bir reaktör) gerçekleştirildi. incelenen olay üzerindeki kontrolsüz faktörler. Deney sıcaklığı 363 K idi. Deney, çeşitli pH değerlerinde ve mineral asit konsantrasyonlarında gerçekleştirildi.

Belirli zaman aralıklarında, bir cam Schott filtresi kullanılarak reaksiyon kabından sıvı fazın numuneleri alındı. Kobalt iyonlarının konsantrasyonu, amonyum tiyosiyanat kullanılarak spektrofotometrik olarak (UF-3100 spektrofotometre) ve o-fenantrolin kullanılarak demir kullanılarak belirlendi.

Asit konsantrasyonunun kobalt oksit Co3O4 ve Fe3O4'ün çözünme hızı üzerindeki etkisine ilişkin elde edilen deneysel veriler Şekil 2'de sunulmaktadır. 1 (noktalar - deneysel veriler, çizgiler - simülasyon sonuçları). Çözünen madde fraksiyonu a şu denklem kullanılarak hesaplandı: a = Dt/D∞.

Pirinç. 1. a) farklı sülfürik asit konsantrasyonlarında çözünmüş Co3O4 oksit oranının zamana bağlılığı (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) farklı sülfürik asit konsantrasyonlarında çözünmüş Fe3O4 oksit oranının zamana bağlılığı (mol/l): 1 - 10,3; 2 - 7,82; 3 - 3,86; 4 - 2,44; T = 293 Bin

Araştırma sonuçları ve tartışma

Kinetik parametrelerin hesaplanması. Deneysel kinetik verilerin analizi, çeşitli iyonlar (ni) için reaksiyon sıralarını, spesifik çözünme hızını (Wi), çözelti konsantrasyonuna bağımlılığını belirlemeyi mümkün kılan heterojen kinetik denklemleri kullanılarak gerçekleştirildi. , yanı sıra reaksiyonların aktivasyon enerjileri (Ea).

Heterojen reaksiyonların kinetiği, çözünme işlemi sırasında parçacıkların yüzeyinde zaman içinde meydana gelen değişikliklerin zorunlu olarak dikkate alınmasına dayanır; buna ek olarak, kural olarak, heterojen reaksiyonlar zaman içinde sabit bir hızla karakterize edilir (1).

Bu durumda oksit çözünme hızı aşağıdaki denklemle temsil edilebilir:

burada Wi spesifik çözünme hızıdır; f(α), oksit yüzeyinin zamanla nasıl değiştiğini hesaba katan bir fonksiyondur.

Çözünme mekanizmasını açıklığa kavuşturmak ve bu olguyu modellemek için Barton-Stransky modelini kullandık (2):

, (2)

burada A bir sabittir. Değeri, bir oksit parçacığının yüzeyindeki aktif merkezlerin sayısıyla doğru orantılıdır.

W ve A değişkenlerinin değerlerini bulmak için doğrusal olmayan regresyon analiz yöntemlerinden ve MathCad bilgisayar programından yararlanıldı.

tablo 1

H2SO4 konsantrasyonuna bağlı olarak Co3O4 ve Fe3O4 oksitlerinin spesifik çözünme hızı

Tablodaki verilerden ve Şekil. Şekil 2'de (noktalar - deneysel veriler, çizgiler - denklem (3)'e göre modellemenin sonucu)) kobalt oksit Co3O4'ün sülfürik asitte demir oksit Fe3O4'ten daha hızlı çözündüğü sonucu çıkar. İki oksit için hidrojen iyonlarındaki reaksiyon sırası yaklaşık 0,5'tir. (tüm sonuçlar Barton-Stransky modeline dayanmaktadır).

Pirinç. 2. a) Co3O4'ün sülfürik asit içinde çözülmesi sırasında hız logaritmasının (log W), konsantrasyonun logaritmasına (log C(H2SO4)) bağımlılığı; b) Fe3O4 sülfürik asitte çözündüğünde hız logaritmasının (log W) konsantrasyonun logaritmasına (log C(H2SO4)) bağımlılığı

Elde edilen veriler, Co3O4 ve Fe3O4 oksitlerin spesifik çözünme hızı ile H2SO4 konsantrasyonu arasındaki ilişkiyi genelleştirilmiş denklemle tanımlamayı mümkün kılar.

, (3)

burada ≡, W0 çözünme hızı sabitidir, K1, K2 ise sabittir.

İnorganik asitte kobalt ve demir oksitlerin çözünme mekanizmasının modellenmesi. Oksitlerin asitlerde çözünmesi, H+ iyonlarını ve H+...A- iyon çiftlerini adsorbe eden, oksit çözünmesinin aktif merkezleri olarak adlandırılan kristal kafesin yüzey kusurlarında meydana gelir.

Hougen-Watson yöntemi, pH ve asit konsantrasyonunun oksitlerin çözünme hızı üzerindeki etkisini simüle etmeyi mümkün kılar.

Bu durumda kobalt ve demir oksitlerin çözünme hızı aşağıdaki denklemle ifade edilecektir:

Muhtemelen, çözeltide bulunanlarla aynı bileşime sahip metal hidrokso komplekslerinin parçacıkları oksitlerin yüzeyinde oluşur. Hidrokso komplekslerinin konsantrasyonunu hesaplamak için hidroliz reaksiyonlarında hidrojen, kobalt ve demir iyonları için malzeme dengesi denklemlerini kullandık; Hidroliz sabitlerini hesaplamak için tüm aşamalar için hidroliz denklemleri. Hougen-Watson yöntemi, iyon konsantrasyonunun oksitlerin yüzeyine ve çözeltideki bağımlılığının, iyonların yüzey ve hacim konsantrasyonlarını ilişkilendirmeyi mümkün kılan Langmuir izotermine uyduğunu varsayar (denklem (5)).

Kobalt oksitler Co3O4 ve Fe3O4'ün seyreltik sülfürik asit içindeki spesifik çözünme hızının bağımlılığı denklemler (5-7) ile ifade edilir.

İyonların konsantrasyonu, eğer çözeltideki içerikleri belirlenmişse, Co3+ ve Fe3+ iyonlarının toplam konsantrasyonu cinsinden ifade edilebilir. Bu durumda ve . Daha sonra hız

Oksit çözünme sürecini simüle edersek ve iyonların yüzey aktif parçacıklar gibi davrandığını varsayarsak, işlem hızının iyon konsantrasyonuna bağımlılığı aşağıdaki gibi görünecektir (a1, çözeltideki iyonların sayısıdır).

arttırmak

oksitlerin çözünürlüğü ve

hidroksitler

Alt grup

İyonik oksitler çözündüğünde su ile kimyasal etkileşime girerek karşılık gelen hidroksitleri oluşturur:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH

CaO + H 2 O → Ca(OH) 2

çok güçlü

bazik oksit bazı

Alkali ve toprak alkali metallerin hidroksitleri güçlü bazlardır ve suda tamamen metal katyonlarına ve hidroksit iyonlarına ayrışır:

NaOH Na + + OH –

OH - iyonlarının konsantrasyonu arttığı için bu maddelerin çözeltileri oldukça alkali bir ortama (pH>>7) sahiptir; bunlara alkaliler denir.

İkinci grup yüksek oranda çözünür su oksitleri ve bunlara karşılık gelen hidroksi bileşikleri - Kovalent tip kimyasal bağlara sahip moleküler oksitler ve asitler. Bunlar, en yüksek oksidasyon durumundaki tipik ametallerin bileşiklerini ve oksidasyon durumundaki bazı d-metalleri içerir: +6, +7. Çözünür moleküler oksitler (SO 3 , N 2 O 5 , Cl 2 O 7 , Mn 2 O 7 ) karşılık gelen asitleri oluşturmak için suyla reaksiyona girer:

SO 3 + H 2 Ö H 2 SO 4

kükürt oksit (VI) sülfürik asit

kuvvetli asit kuvvetli asit

N2O5 + H2O2HNO3

nitrik oksit (V) nitrik asit

Mn 2 Ö 7 + H 2 Ö 2HMnO 4

manganez(VII) oksit manganez asit

Çözeltilerdeki güçlü asitler (H2S04, HNO3, HClO4, HClO3, HMnO4) tamamen H + katyonlarına ve asit kalıntılarına ayrışır:

Aşama 2: H 2 PO 4 – H + + HPO 4 2–

K 2 =(=6,2∙10 –8;

Aşama 3: HPO 4 2– H + + PO 4 3–

K 3 =()/=4,4∙10 –13 ,

burada K1, K2, K3, birinci, ikinci ve üçüncü aşamalar için sırasıyla ortofosforik asidin ayrışma sabitleridir.

Ayrışma sabiti (Ek Tablo 1) asidin gücünü karakterize eder, yani. belirli bir sıcaklıkta belirli bir çözücü içinde iyonlara ayrışma (ayrışma) yeteneği. Ayrışma sabiti ne kadar büyük olursa, denge iyon oluşumuna doğru o kadar fazla kayar, asit o kadar güçlü olur; Birinci aşamada fosforik asidin ayrışması ikinciden ve dolayısıyla üçüncü aşamadan daha iyidir.

Orta derecede çözünür kükürt (IV), karbon (IV), nitrojen (III) vb. oksitler, suda kısmen ayrışan karşılık gelen zayıf asitleri oluşturur.

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 –

zayıf-zayıf

asidik asitler

Nötrleştirme reaksiyonu

Nötralizasyon reaksiyonu aşağıdaki şema ile ifade edilebilir:

H20

(baz veya (asit veya asitler-

bazik oksit)

5.3.1. Temel bileşiklerin özellikleri s-metallerin (Be hariç), oksidasyon durumundaki d-metallerin (+1, +2) (Zn hariç) ve bazı p-metallerin oksitleri ve hidroksitlerini sergilerler (bkz. Şekil 3).

							VIIIA
ben bir	II A	IIIA	IVA	V.A.	ARACILIĞIYLA	VIA
Li	Olmak	B	C	N	Ö	F

Çapraz benzerlik Al Zn Ge Çözünmez: genellikle bazik Amfoterik oksitler Zayıf asit Oksitler çözünerek asitleri oluşturur

Pirinç. 3. Oksitlerin asit-baz özellikleri ve bunlara karşılık gelen hidroksi bileşikleri

Bazik bileşiklerin karakteristik bir özelliği, asitlerle, asidik veya amfoterik oksitlerle reaksiyona girerek tuz oluşturma yetenekleridir, örneğin:

KOH + HCl KCl + H20

Ba(OH)2 + C02 BaCO3 + H20

2NaO + Al203 2NaAlO2 + H20

Baza eklenebilecek proton sayısına bağlı olarak monoasit bazlar (örneğin LiOH, KOH, NH4OH), diasit bazlar vb. vardır.

Poliasit bazlar için nötrleştirme reaksiyonu, önce bazik ve daha sonra ara tuzların oluşmasıyla aşamalar halinde ilerleyebilir.

Me(OH)2 MeOHCl MeCl2

hidroksit NaOH bazik NaOH ortamı

metal tuzu tuzu

Örneğin:

Aşama 1: Co(OH)2 + HCl CoOHCl + H2O

hidroksokobalt(II)

(temel tuz)

Aşama 2: Co(OH)Cl + HCl CoCl2 + H2O

kobalt(II)

(orta tuz)

5.3.2. Asit bileşiklerinin özellikleri ametallerin oksitleri ve asitlerinin yanı sıra oksidasyon durumundaki d-metalleri (+5, +6, +7) sergiler (bkz. Şekil 3).

Karakteristik bir özellik, tuzlar oluşturmak için bazlar, bazik ve amfoterik oksitlerle etkileşime girme yetenekleridir, örneğin:

2HNO3 + Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2H2O

2HCl + CaO → CaCl2 + H20

H 2 SO 4 + ZnO → ZnSO 4 + H 2 O

CrO3 + 2NaOH → Na2CrO4 + H20

Bileşimlerinde oksijen bulunmasına göre asitler ikiye ayrılır. oksijen içeren(örneğin H 2 SO 4, HNO 3) ve oksijensiz(HBr, H2S). Bir asit molekülünde bulunan ve metal atomlarıyla değiştirilebilen hidrojen atomlarının sayısına bağlı olarak, monobazik asitler (örneğin, hidrojen klorür HCl, nitröz asit HNO 2), dibazik (kükürtlü H2SO3, kömür H2CO) vardır. 3), tribazik (ortofosforik H3P04) vb.

Polibazik asitler, başlangıçta asidik ve daha sonra orta tuzların oluşumuyla adım adım nötralize edilir:

H 2 X NaHX Na 2 X

polibazik asidik ortam

asit tuzu tuzu

Örneğin ortofosforik asit, alınan asit ve alkalinin kantitatif oranına bağlı olarak üç tip tuz oluşturabilir:

a) NaOH + H3P04 → NaH2P04 + H20;

1:1 dihidrojen fosfat

b) 2NaOH + H3P04 → Na2HP04 + 2H20;

2:1 hidrojen fosfat

c) 3NaOH + H3P04 → Na3P04 + 3H20.

3:1 ortofosfat

5.3.3. Amfoterik oksitler ve hidroksitler Be, “amfoterik köşegenin” (Al, Ga, Sn, Pb) yakınında bulunan p-metallerinin yanı sıra oksidasyon durumlarındaki (+3, +4) ve Zn (+2) d-metalleri oluşturur (bkz. Şekil 3). ).

Hafifçe çözünen amfoterik hidroksitler hem bazik hem de asidik ayrışır:

2H + + 2– Zn(OH) 2 Zn 2+ + 2OH –

Bu nedenle amfoterik oksitler ve hidroksitler hem asitlerle hem de bazlarla reaksiyona girebilir. Daha güçlü asitlerle etkileşime girdiğinde amfoterik bileşikler bazların özelliklerini sergiler.

ZnO + SO 3 → ZnSO 4 + H 2 O

asit

Zn(OH) 2 + H2S04 → ZnS04 + H20

bazik asit

bağlantılar

Amfoterik bileşikler güçlü bazlarla etkileşime girdiğinde asitlerin özelliklerini sergiler ve karşılık gelen tuzları oluşturur. Tuzun bileşimi reaksiyon koşullarına bağlıdır. Kaynaştırıldığında basit "susuz" tuzlar oluşur.

2NaOH + Zn(OH)2 → Na2ZnO2 + H20

asit baz sodyum çinkoat

birleştirmek

2NaOH + ZnO → Na2ZnO2 + H20

Alkalilerin sulu çözeltilerinde karmaşık tuzlar oluşur:

2NaOH + Zn(OH)2 → Na2

(sulu tetrahidroksozinkat

Modern kimya bilimi birçok farklı dalı temsil etmektedir ve bunların her biri, teorik temellerinin yanı sıra, büyük uygulamalı ve pratik öneme sahiptir. Neye dokunsanız etrafınızdaki her şey kimyasal bir üründür. Ana bölümler inorganik ve organik kimyadır. Hangi ana madde sınıflarının inorganik olarak sınıflandırıldığını ve hangi özelliklere sahip olduklarını düşünelim.

İnorganik bileşiklerin ana kategorileri

Bunlar aşağıdakileri içerir:

Oksitler.
Tuz.
Zemin.
Asitler.

Sınıfların her biri, çok çeşitli inorganik yapıdaki bileşiklerle temsil edilir ve insanın ekonomik ve endüstriyel faaliyetinin hemen hemen her yapısında önemlidir. Bu bileşiklerin tüm temel özellikleri, doğadaki oluşumları ve üretimleri, 8-11. Sınıflarda mutlaka okul kimya dersinde incelenmektedir.

Her maddenin örneklerini ve bunların doğada toplanma ve oluşma durumlarını gösteren genel bir oksitler, tuzlar, bazlar, asitler tablosu vardır. Aynı zamanda açıklayan etkileşimleri de gösterir. Kimyasal özellikler. Ancak her sınıfa ayrı ayrı ve daha ayrıntılı olarak bakacağız.

Bileşik grubu - oksitler

4. Hangi elementlerin CO'yu değiştirdiği reaksiyonlar

Ben +n O + C = Ben 0 + CO

1. Reaktif suyu: asit oluşumu (SiO 2 istisnası)

CO + su = asit

2. Bazlarla reaksiyonlar:

C02 + 2CsOH = Cs2C03 + H20

3. Bazik oksitlerle reaksiyonlar: tuz oluşumu

P 2 Ö 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reaksiyonları:

C02 + 2Ca = C + 2CaO,

İkili özellikler gösterirler ve asit-baz yöntemi prensibine göre (asitler, alkaliler, bazik oksitler, asit oksitler ile) etkileşime girerler. Su ile etkileşime girmezler.

1. Asitlerle: tuz ve su oluşumu

AO + asit = tuz + H20

2. Bazlarla (alkaliler): hidrokso komplekslerinin oluşumu

Al203 + LiOH + su = Li

3. Asit oksitlerle reaksiyonlar: tuzların elde edilmesi

FeO + SO2 = FeS03

4. OO ile reaksiyonlar: tuz oluşumu, füzyon

MnO + Rb 2 O = çift tuz Rb 2 MnO 2

5. Alkaliler ve alkali metal karbonatlarla füzyon reaksiyonları: tuz oluşumu

Al203 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H20

Asit veya alkali oluşturmazlar. Oldukça spesifik özellikler sergilerler.

Bir metalin veya metal olmayan bir maddenin oluşturduğu her yüksek oksit, suda çözündüğünde güçlü bir asit veya alkali verir.

Organik ve inorganik asitler

Klasik seste (ED konumlarına göre - elektrolitik ayrışma - asitler bileşiklerdir, su ortamı H + katyonlarına ve An - asit kalıntılarının anyonlarına ayrışır. Bununla birlikte, günümüzde asitler susuz koşullarda da kapsamlı bir şekilde incelenmiştir, dolayısıyla hidroksitler için birçok farklı teori bulunmaktadır.

Oksitlerin, bazların, asitlerin, tuzların ampirik formülleri yalnızca maddedeki miktarlarını gösteren sembollerden, elementlerden ve endekslerden oluşur. Örneğin inorganik asitler H + asit kalıntısı n- formülüyle ifade edilir. Organik madde farklı bir teorik haritaya sahiptir. Ampirik olana ek olarak, onlar için sadece molekülün bileşimini ve miktarını değil aynı zamanda atomların sırasını, birbirleriyle bağlantılarını ve ana fonksiyonelliğini de yansıtacak tam ve kısaltılmış bir yapısal formül yazabilirsiniz. karboksilik asitler için grup -COOH.

İnorganiklerde tüm asitler iki gruba ayrılır:

oksijensiz - HBr, HCN, HCL ve diğerleri;
oksijen içeren (oksoasitler) - HClO 3 ve oksijenin olduğu her şey.

İnorganik asitler ayrıca stabiliteye göre de sınıflandırılır (kararlı veya kararlı - karbonik ve sülfürlü hariç her şey, kararsız veya kararsız - karbonik ve sülfürlü). Mukavemet açısından asitler güçlü olabilir: sülfürik, hidroklorik, nitrik, perklorik ve diğerleri ve ayrıca zayıf: hidrojen sülfür, hipokloröz ve diğerleri.

Organik kimya aynı çeşitliliği sunmaz. Doğada organik olan asitler karboksilik asitler olarak sınıflandırılır. Ortak özellikleri -COOH fonksiyonel grubunun varlığıdır. Örneğin HCOOH (formik), CH3COOH (asetik), C17H35COOH (stearik) ve diğerleri.

Bu konu bir okul kimya dersinde ele alınırken özellikle dikkatle vurgulanan bir takım asitler vardır.

Solyanaya.
Azot.
Ortofosforik.
Hidrobromik.
Kömür.
Hidrojen iyodür.
Sülfürik.
Asetik veya etan.
Bütan veya yağ.
Benzoin.

Kimyadaki bu 10 asit, hem okul derslerinde hem de genel olarak endüstri ve sentezlerde ilgili sınıfın temel maddeleridir.

İnorganik asitlerin özellikleri

Ana fiziksel özellikler, her şeyden önce, farklı toplanma durumunu içerir. Sonuçta normal koşullar altında kristal veya toz formunda (borik, ortofosforik) bir takım asitler vardır. Bilinen inorganik asitlerin büyük çoğunluğu farklı sıvılardır. Kaynama ve erime noktaları da farklılık gösterir.

Asitler, organik doku ve cildi yok etme gücüne sahip olduklarından ciddi yanıklara neden olabilirler. Göstergeler asitleri tespit etmek için kullanılır:

metil turuncu (normal ortamda - turuncu, asitlerde - kırmızı),
turnusol (nötr - menekşe, asitlerde - kırmızı) veya diğerleri.

En önemli kimyasal özellikler, hem basit hem de karmaşık maddelerle etkileşime girme yeteneğini içerir.

İnorganik asitlerin kimyasal özellikleri

Neyle etkileşime giriyorlar?	Örnek reaksiyon
1. Basit maddelerle - metaller. Zorunlu durum: Hidrojenden sonra duran metaller onu asitlerin bileşiminden çıkaramayacağından, metal hidrojenden önce EHRNM'de olmalıdır. Reaksiyon her zaman hidrojen gazı ve tuz üretir.
2. Nedenleriyle. Reaksiyonun sonucu tuz ve sudur. Benzer reaksiyonlar güçlü asitler alkalilerle olan tepkimelere nötrleşme tepkimeleri denir.	Herhangi bir asit (kuvvetli) + çözünür baz = tuz ve su
3. Amfoterik hidroksitlerle. Alt satır: tuz ve su.	2HNO 2 + berilyum hidroksit = Be(NO 2) 2 (orta tuz) + 2H 2 O
4. Bazik oksitlerle. Sonuç: su, tuz.	2HCL + FeO = demir (II) klorür + H20
5. Amfoterik oksitlerle. Son etki: tuz ve su.	2HI + ZnO = ZnI2 + H2O
6. Zayıf asitlerin oluşturduğu tuzlarla. Nihai etki: tuz ve zayıf asit.	2HBr + MgCO3 = magnezyum bromür + H2O + C02

Metallerle etkileşime girdiğinde tüm asitler eşit şekilde reaksiyona girmez. Okuldaki kimya (9. sınıf) bu tür reaksiyonların çok yüzeysel bir çalışmasını içerir, ancak bu seviyede bile konsantre nitrik ve sülfürik asidin metallerle etkileşime girdiğinde spesifik özellikleri dikkate alınır.

Hidroksitler: alkaliler, amfoterik ve çözünmeyen bazlar

Oksitler, tuzlar, bazlar, asitler - tüm bu madde sınıfları, kristal kafesin yapısının yanı sıra moleküllerdeki atomların karşılıklı etkisiyle açıklanan ortak bir kimyasal yapıya sahiptir. Ancak oksitler için çok spesifik bir tanım vermek mümkün olsaydı, asitler ve bazlar için bunu yapmak daha zordur.

Tıpkı asitler gibi, ED teorisine göre bazlar da sulu bir çözelti içinde Men n + metal katyonlarına ve OH - hidroksil gruplarının anyonlarına ayrışabilen maddelerdir.

Çözünür veya alkaliler (değişen güçlü bazlar I ve II gruplarının metalleri tarafından oluşturulur. Örnek: KOH, NaOH, LiOH (yani yalnızca ana alt grupların elemanları dikkate alınır);
Az çözünür veya çözünmez (orta kuvvette, göstergelerin rengini değiştirmez). Örnek: magnezyum hidroksit, demir (II), (III) ve diğerleri.
Moleküler (zayıf bazlar, sulu ortamda geri dönüşümlü olarak iyon moleküllerine ayrışırlar). Örnek: N2H4, aminler, amonyak.
Amfoterik hidroksitler (ikili bazik asit özellikleri gösterir). Örnek: berilyum, çinko vb.

Sunulan her grup, okul kimya dersinin “Temel Bilgiler” bölümünde çalışılmaktadır. 8-9. sınıflardaki kimya, alkaliler ve az çözünen bileşiklerin ayrıntılı bir çalışmasını içerir.

Bazların ana karakteristik özellikleri

Tüm alkaliler ve az çözünen bileşikler doğada katı kristal halinde bulunur. Aynı zamanda erime sıcaklıkları genellikle düşüktür ve az çözünen hidroksitler ısıtıldığında ayrışır. Bazların rengi farklıdır. Alkaliler beyazsa, az çözünen kristaller ve moleküler bazlar çok farklı renklerde olabilir. Bu sınıftaki çoğu bileşiğin çözünürlüğü, oksitlerin, bazların, asitlerin, tuzların formüllerini sunan ve bunların çözünürlüklerini gösteren tabloda bulunabilir.

Alkaliler göstergelerin rengini şu şekilde değiştirebilir: fenolftalein - koyu kırmızı, metil turuncu - sarı. Bu, çözeltide hidrokso gruplarının serbest varlığıyla sağlanır. Bu nedenle az çözünen bazlar böyle bir reaksiyon vermez.

Her baz grubunun kimyasal özellikleri farklıdır.

Kimyasal özellikler

Alkaliler

Az çözünen bazlar

Amfoterik hidroksitler

I. CO ile etkileşim (sonuç - tuz ve su):

2LiOH + SO3 = Li2S04 + su

II. Asitlerle etkileşim (tuz ve su):

sıradan nötrleştirme reaksiyonları (bkz. asitler)

III. Tuz ve sudan oluşan bir hidrokso kompleksi oluşturmak için AO ile etkileşime girerler:

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

IV. Hidrokso kompleks tuzları oluşturmak için amfoterik hidroksitlerle etkileşime girerler:

AO ile aynı, sadece susuz

V. Çözünmeyen hidroksitler ve tuzlar oluşturmak için çözünür tuzlarla reaksiyona girer:

3CsOH + demir (III) klorür = Fe(OH) 3 + 3CsCl

VI. Tuzlar ve hidrojen oluşturmak için sulu bir çözelti içinde çinko ve alüminyum ile reaksiyona girer:

2RbOH + 2Al + su = hidroksit iyonu 2Rb + 3H2 ile kompleks

I. Isıtıldığında ayrışabilirler:

çözünmeyen hidroksit = oksit + su

II. Asitlerle reaksiyonlar (sonuç: tuz ve su):

Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + su

III. KO ile etkileşime gir:

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

I. Asitlerle reaksiyona girerek tuz ve su oluşturur:

(II) + 2HBr = CuBr2 + su

II. Alkalilerle reaksiyona girer: sonuç - tuz ve su (koşul: füzyon)

Zn(OH)2 + 2CsOH = tuz + 2H20

III. Güçlü hidroksitlerle reaksiyona girer: reaksiyon sulu bir çözelti içinde meydana gelirse sonuç tuz olur:

Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Bunlar bazların sergilediği kimyasal özelliklerin çoğudur. Bazların kimyası oldukça basittir ve tüm inorganik bileşiklerin genel yasalarını takip eder.

İnorganik tuzların sınıfı. Sınıflandırma, fiziksel özellikler

ED hükümlerine dayanarak, tuzlar, sulu bir çözelti içinde Me +n metal katyonlarına ve asidik kalıntılar An n- anyonlarına ayrışan inorganik bileşikler olarak adlandırılabilir. Tuzları bu şekilde hayal edebilirsiniz. Kimya birden fazla tanım verir ancak en doğru olanı budur.

Ayrıca kimyasal yapılarına göre tüm tuzlar ikiye ayrılır:

Asidik (bir hidrojen katyonu içeren). Örnek: NaHSO 4.
Temel (bir hidrokso grubu içeren). Örnek: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
Ortam (yalnızca bir metal katyonu ve bir asit kalıntısından oluşur). Örnek: NaCL, CaS04.
Çift (iki farklı metal katyonu içerir). Örnek: NaAl(SO 4) 3.
Kompleks (hidrokso kompleksleri, su kompleksleri ve diğerleri). Örnek: K 2.

Tuzların formülleri kimyasal yapılarını yansıtır ve ayrıca molekülün niteliksel ve niceliksel bileşimini de gösterir.

Oksitler, tuzlar, bazlar, asitler, ilgili tabloda görülebilecek farklı çözünürlük özelliklerine sahiptir.

Tuzların toplanma durumu hakkında konuşursak, onların tek biçimliliğine dikkat etmemiz gerekir. Yalnızca katı, kristal veya toz halinde bulunurlar. Renk aralığı oldukça çeşitlidir. Karmaşık tuzların çözeltileri genellikle parlak, doygun renklere sahiptir.

Orta tuzlar sınıfı için kimyasal etkileşimler

Bazlar, asitler ve tuzlarla benzer kimyasal özelliklere sahiptirler. Oksitler, daha önce incelediğimiz gibi, bu faktörde onlardan biraz farklıdır.

Toplamda orta tuzlar için 4 ana etkileşim türü ayırt edilebilir.

I. Asitlerle etkileşim (yalnızca ED açısından güçlü), başka bir tuz ve zayıf bir asit oluşumu ile etkileşim:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Tuzlar ve çözünmeyen bazlar üreten çözünebilir hidroksitlerle reaksiyonlar:

CuS04 + 2LiOH = 2LiS04 çözünür tuz + Cu(OH)2 çözünmeyen baz

III. Çözünmeyen bir tuz ve çözünür bir tuz oluşturmak için başka bir çözünür tuzla reaksiyon:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. EHRNM'de tuzu oluşturanın solunda bulunan metallerle reaksiyonlar. Bu durumda reaksiyona giren metalin normal koşullar altında suyla etkileşime girmemesi gerekir:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Bunlar orta tuzların karakteristiği olan ana etkileşim türleridir. Kompleks, bazik, ikili ve asidik tuzların formülleri, sergilenen kimyasal özelliklerin özgüllüğü hakkında kendi adına konuşur.

Oksitlerin, bazların, asitlerin, tuzların formülleri, bu inorganik bileşik sınıflarının tüm temsilcilerinin kimyasal özünü yansıtır ve ayrıca maddenin adı ve fiziksel özellikleri hakkında fikir verir. Bu nedenle yazılarına özellikle dikkat edilmelidir. Genel olarak şaşırtıcı kimya bilimi bize çok çeşitli bileşikler sunmaktadır. Oksitler, bazlar, asitler, tuzlar; bunlar muazzam çeşitliliğin yalnızca bir kısmıdır.

Oksitler molekülleri oksidasyon durumundaki oksijen atomlarını - 2 ve diğer bazı elementleri içeren karmaşık maddeler olarak adlandırılır.

oksijenin başka bir elementle doğrudan etkileşimi yoluyla veya dolaylı olarak (örneğin tuzların, bazların, asitlerin ayrışması sırasında) elde edilebilir. Normal koşullar altında oksitler katı, sıvı ve gaz halinde bulunur; bu tür bileşikler doğada çok yaygındır. Oksitler bulunur yerkabuğu. Pas, kum, su, karbon dioksit- bunlar oksitlerdir.

Ya tuz oluşturanlar ya da tuz oluşturmayanlardır.

Tuz oluşturan oksitler- Kimyasal reaksiyonlar sonucu tuz oluşturan oksitlerdir. Bunlar, suyla etkileşime girdiğinde karşılık gelen asitleri ve bazlarla etkileşime girdiğinde karşılık gelen asidik ve normal tuzları oluşturan metal ve metal olmayan oksitlerdir. Örneğin, Bakır oksit (CuO) tuz oluşturan bir oksittir, çünkü örneğin hidroklorik asit (HCl) ile reaksiyona girdiğinde bir tuz oluşur:

CuO + 2HCl → CuCl2 + H20.

Kimyasal reaksiyonlar sonucunda başka tuzlar elde edilebilir:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Tuz oluşturmayan oksitler Bunlar tuz oluşturmayan oksitlerdir. Örnekler arasında CO, N20, NO yer alır.

Tuz oluşturan oksitler ise 3 tiptedir: bazik (kelimesinden) « temel » ), asidik ve amfoterik.

Bazik oksitler Bu metal oksitlere baz sınıfına ait hidroksitlere karşılık gelenler denir. Bazik oksitler arasında örneğin Na20, K20, MgO, CaO vb. bulunur.

Bazik oksitlerin kimyasal özellikleri

1. Suda çözünebilen bazik oksitler su ile reaksiyona girerek bazlar oluşturur:

Na20 + H20 → 2NaOH.

2. Asit oksitlerle reaksiyona girerek karşılık gelen tuzları oluşturur

Na 2 Ö + S0 3 → Na 2 S0 4.

3. Asitlerle reaksiyona girerek tuz ve su oluşturur:

CuO + H2S04 → CuS04 + H2O.

4. Amfoterik oksitlerle reaksiyona girer:

Li 2 Ö + Al 2 Ö 3 → 2LiAlO 2.

Oksitlerin bileşimi metal olmayan bir maddeyi veya ikinci element olarak en yüksek değerliliğe (genellikle IV'ten VII'ye kadar) sahip bir metal içeriyorsa, bu tür oksitler asidik olacaktır. Asidik oksitler (asit anhidritler), asit sınıfına ait hidroksitlere karşılık gelen oksitlerdir. Bunlar örneğin CO2, S03, P205, N203, Cl205, Mn207 vb.'dir. Asidik oksitler su ve alkalilerde çözünerek tuz ve su oluşturur.

Asit oksitlerin kimyasal özellikleri

1. Asit oluşturmak için suyla reaksiyona girer:

S03 + H20 → H2S04.

Ancak tüm asidik oksitler suyla (SiO2 vb.) doğrudan reaksiyona girmez.

2. Bir tuz oluşturmak için bazlı oksitlerle reaksiyona girer:

CO2 + CaO → CaCO3

3. Alkalilerle reaksiyona girerek tuz ve su oluşturur:

C02 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H20.

Parça amfoterik oksit amfoterik özelliklere sahip bir element içerir. Amfoterisite, bileşiklerin koşullara bağlı olarak asidik ve bazik özellikler sergileme yeteneğini ifade eder.Örneğin çinko oksit ZnO bir baz veya bir asit (Zn(OH)2 ve H2ZnO2) olabilir. Amfoterisite, koşullara bağlı olarak amfoterik oksitlerin bazik veya asidik özellikler göstermesiyle ifade edilir.

Amfoterik oksitlerin kimyasal özellikleri

1. Asitlerle reaksiyona girerek tuz ve su oluşturur:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H20.

2. Katı alkalilerle reaksiyona girer (füzyon sırasında), reaksiyon tuzu - sodyum çinkoat ve su sonucu oluşur:

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H20.

Çinko oksit bir alkali çözeltiyle (aynı NaOH) etkileşime girdiğinde başka bir reaksiyon meydana gelir:

ZnO + 2 NaOH + H20 => Na2.

Koordinasyon numarası, yakındaki parçacıkların sayısını belirleyen bir özelliktir: bir molekül veya kristaldeki atomlar veya iyonlar. Her amfoterik metalin kendi koordinasyon numarası vardır. Be ve Zn için 4'tür; ve Al için 4 veya 6'dır; ve Cr için 6 veya (çok nadiren) 4'tür;

Amfoterik oksitler genellikle suda çözünmez ve onunla reaksiyona girmez.

Hala sorularınız mı var? Oksitler hakkında daha fazla bilgi edinmek ister misiniz?
Bir öğretmenden yardım almak için kaydolun.
İlk ders ücretsiz!

web sitesi, materyalin tamamını veya bir kısmını kopyalarken kaynağa bir bağlantı gereklidir.