Оксиди, солі, підстави, кислоти. Властивості оксидів, основ, кислот, солей

Сучасна хімічна наука являє собою безліч різноманітних галузей, і кожна з них, крім теоретичної бази, має велике прикладне значення, практичне. Чого не торкнися, все кругом - продукти хімічного виробництва. Головні розділи - це неорганічна і органічна хімія. Розглянемо, які основні класи речовин відносять до неорганічних і якими властивостями вони володіють.

Головні категорії неорганічних сполук

До таких відносять такі:

1. Оксиди.
2. Солі.
3. Основи.
4. Кислоти.

Кожен з класів представлений великою різноманітністю з`єднань неорганічної природи і має значення практично в будь-якій структурі господарської та промислової діяльності людини. Всі головні риси, властиві для цих з`єднань, знаходження в природі та отримання вивчаються в шкільному курсі хімії в обов`язковому порядку, в 8-11 класах.

Існує загальна таблиця оксидів, солей, основ, кислот, в якій представлені приклади кожного з речовин і їх агрегатний стан, знаходження в природі. А також показані взаємодії, що описують хімічні властивості. Однак ми розглянемо кожен з класів окремо і більш детально.

Група з`єднань - оксиди

Оксиди - це клас неорганічних сполук, що складаються з двох елементів (бінарних), один з яких завжди О (кисень) з нижчої ступенем окислення -2, що стоїть на другому місці в емпіричною формулою речовини. Приклад: N₂Про_5, СаО і так далі.

Оксиди класифікуються наступним чином.

I. несолеобразующіе - не здатні утворювати солі.

II. Солеобразующіе - здатні утворювати солі (з підставами, амфотерними сполуками, один з одним, кислотами).

1. Кислотні - при попаданні в воду утворюють кислоти. Утворені неметаллами найчастіше або металами з високою СО (ступенем окислення).
2. Основні - при попаданні в воду утворюють підстави. Утворені елементами-металами.
3. Амфотерні - проявляють кислотно-основну подвійну природу, яка визначається умовами реакції. Утворені перехідними металами.
4. Змішані - часто ставляться до солей і утворені елементами в декількох ступенях окислення.

Вищий оксид - це оксид, в якому утворює елемент знаходиться в максимальному ступені окислення. Приклад: Te⁺⁶_. Для теллура максимальний ступінь окислення +6, значить TeO₃ - вищий оксид для цього елемента. У періодичної системі під кожною групою елементів підписано спільну емпірична формула, що відображає вищий оксид для всіх елементів, що знаходяться в цій групі, але тільки головною підгрупі. Наприклад, під першою групою елементів (лужні метали) варто формула виду R₂O, що позначає, що всі елементи головної підгрупи в цій групі будуть мати саме таку формулу вищого оксиду. Приклад: Rb₂О, Cs₂O і так далі.

При розчиненні вищого оксиду у воді ми отримаємо відповідний гідроксид (луг, кислоту або амфотерний гідроксид).

характеристика оксидів

Оксиди здатні існувати в усіх агрегатних станах при звичайних умовах. Більшість з них знаходиться в твердому кристалічному або порошкоподібному вигляді (СаО, SiO₂), Деякі КО (кислотні оксиди) зустрічаються у вигляді рідин (Mn₂O₇), А також газів (NO, NO₂). Це пояснюється будовою кристалічної решітки. Звідси і різниця в температурах кипіння і плавлення, які варіюються у різних представників від -272⁰З до + 70-80⁰С (іноді і вище). Розчинність в воді різна.

1. Розчинні - основні оксиди металів, званих лужними, лужноземельними, і все кислотні, крім оксиду кремнію (IV).
2. Нерозчинні - амфотерні оксиди, всі інші основні та SiO_2.

З чим оксиди взаємодіють?

Оксиди, солі, підстави, кислоти проявляють схожі властивості. Загальні властивості практично всіх оксидів (крім несолеобразующіе) - це здатність в результаті певних взаємодій утворювати різні солі. Однак для кожної групи оксидів характерні свої особливі хімічні характеристики, що відображають властивості.

Кожен вищий оксид, утворений як металом, так і неметаллом, розчиняючись у воді, дає сильну кислоту або луг.

Кислоти органічні і неорганічні

У класичному звучанні (грунтуючись на позиціях ЕД - електролітичноїдисоціації - Сванте Арреніуса) кислоти - це з`єднання, в водному середовищі диссоциирующие на катіони Н⁺ і аніони залишків кислоти An^-. Однак сьогодні ретельно вивчені кислоти і в безводних умовах, тому існує багато різних теорій для гідроксидів.

Емпіричні формули оксидів, основ, кислот, солей складаються тільки з символів, елементів та індексів, що вказують їх кількість в речовині. Наприклад, неорганічні кислоти виражаються формулою H⁺ кислотний залишок ^n-. Органічні речовини мають інше теоретичне відображення. Крім емпіричної, для них можна записати повну і скорочену структурну формулу, яка буде відображати не тільки склад і кількість молекули, але і порядок розташування атомів, їх зв`язок між собою і головне функціональне групу для карбонових кислот -СООН.

У НЕОРГАНИКА все кислоти діляться на дві групи:

• безкисневі - HBr, HCN, HCL і інші;
• кисень (оксокислоти) - HClO₃ і все, де є кисень.

Також неорганічні кислоти класифікуються за стабільності (стабільні або стійкі - все, крім вугільної та сірчистої, нестабільні або нестійкі - вугільна і сірчиста). За силою кислоти можуть бути сильними: сірчана, соляна, азотна, хлорне і інші, а також слабкими: сірководнева, хлорнуватиста і інші.

Зовсім не така різноманітність пропонує органічна хімія. Кислоти, які мають органічну природу, відносяться до карбоновим кислотам. Їх загальна особливість - наявність функціональної групи -СООН. Наприклад, НСООН (мурашина), СН₃СООН (оцтова), С₁₇Н₃₅СООН (стеаринова) і інші.

Існує ряд кислот, на які особливо ретельно робиться наголос при розгляді даної теми в шкільному курсі хімії.

1. Соляна.
2. Азотна.
3. Ортофосфорна.
4. Бромоводородной.
5. Вугільна.
6. Іодоводородной.
7. Сірчана.
8. Оцтова, або метанова.
9. Бутанова, або масляна.
10. Бензойна.

Дані 10 кислот з хімії є основоположними речовинами відповідного класу як в шкільному курсі, так і в цілому в промисловості і синтезах.

Властивості неорганічних кислот

До основних фізичних властивостей потрібно віднести в першу чергу різне агрегатний стан. Адже існує ряд кислот, що мають вигляд кристалів або порошків (борна, ортофосфорна) при звичайних умовах. Переважна більшість же відомих неорганічних кислот є різні рідини. Температури кипіння і плавлення також варіюються.

Кислоти здатні викликати важкі опіки, так як мають силу, яка руйнує органічні тканини і шкірний покрив. Для виявлення кислот використовують індикатори:

• метилоранж (в звичайному середовищі - помаранчевий, в кислотах - червоний),
• лакмус (в нейтральній - фіолетовий, в кислотах - червоний) або деякі інші.

До найважливіших хімічними властивостями можна віднести здатність вступати у взаємодію як з простими, так і зі складними речовинами.

При взаємодії з металами однаково реагують не всі кислоти. Хімія (9 клас) в школі передбачає досить неглибоке вивчення таких реакцій, однак і на такому рівні розглядаються специфічні властивості концентрованої азотної та сірчаної кислоти при взаємодії з металами.

Гідроксиди: лугу, амфотерні і нерозчинні підстави

Оксиди, солі, підстави, кислоти - всі ці класи речовин мають загальну хімічну природу, що пояснюється будовою кристалічної решітки, а також взаємним впливом атомів в складі молекул. Однак якщо для оксидів можна було дати цілком конкретне визначення, то для кислот і підстав це зробити складніше.

Так само, як і кислоти, підставами по теорії ЕД називаються речовини, здатні в водному розчині розпадатися на катіони металів Ме^{n +} і аніони гидроксогрупп ОН^-.

Розділити на категорії підстави можна наступним чином:

• Розчинні або лугу (сильні підстави, що змінюють колір індикаторів). Утворені металами I, II груп. Приклад: КОН, NaOH, LiOH (тобто враховуються елементи тільки головних підгруп);
• Малорозчинні або нерозчинні (середньої сили, що не змінюють забарвлення індикаторів). Приклад: гідроксид магнію, заліза (II), (III) та інші.
• Молекулярні (слабкі підстави, у водному середовищі можна зупинити диссоциируют на іони-молекули). Приклад: N₂H_4, аміни, аміак.
• Амфотерні гідроксиди (виявляють подвійні основно-кислотні властивості). приклад: гідроксид алюмінію, Беріл, цинку і так далі.

Кожна представлена група вивчається в шкільному курсі хімії в розділі "Основи". Хімія 8-9 класу має на увазі докладне вивчення лугів і малорозчинних сполук.

Головні відмінні риси підстав

Все лугу і малорозчинні сполуки знаходяться в природі у твердому кристалічному стані. При цьому температури плавлення їх, як правило, невисокі, і малорозчинні гідроксиди розкладаються при нагріванні. Колір підстав різний. Якщо лугу білого кольору, то кристали малорозчинних і молекулярних основ можуть бути самої різного забарвлення. Розчинність більшості з`єднань даного класу можна подивитися в таблиці, в якій представлені формули оксидів, основ, кислот, солей, показана їх розчинність.

Луги здатні змінювати забарвлення індикаторів в такий спосіб: фенолфталеїн - малиновий, метилоранж - жовтий. Це забезпечується вільним присутністю гидроксогрупп в розчині. Саме тому малорозчинні підстави такої реакції не дають.

Хімічні властивості кожної групи підстав різні.

Це більшість хімічних властивостей, які виявляють підстави. Хімія підстав достатньо проста і підпорядковується загальним закономірностям всіх неорганічних сполук.

Клас неорганічних солей. Класифікація, фізичні властивості

Спираючись на положення ЕД, солями можна назвати неорганічні сполуки, у водному розчині дисоціюють на катіони металів Ме⁺ⁿ і аніони кислотних залишків An^n-. Так можна уявити солі. Визначення хімія дає не одне, проте це найбільш точне.

При цьому за своєю хімічною природою всі солі поділяються на:

• Кислі (мають в складі катіон водню). Приклад: NaHSO_4.
  
• Основні (мають в складі гидроксогруппа). Приклад: MgOHNO₃, FeOHCL_2.
• Середні (складаються тільки з катіона металу і кислотного залишку). Приклад: NaCL, CaSO_4.
• Подвійні (включають в себе два різних катіона металу). Приклад: NaAl (SO₄)_3.
• Комплексні (гідроксокомплекси, Аквакомплекси і інші). Приклад: До₂[Fe (CN)₄].

Формули солей відображають їх хімічну природу, а також говорять про якісний і кількісний склад молекули.

Оксиди, солі, підстави, кислоти мають різну здатність до розчинності, яку можна подивитися у відповідній таблиці.

Якщо ж говорити про агрегатному стані солей, то потрібно зауважити їх одноманітність. Вони існують тільки в твердому, кристалічному або порошкоподібному стані. Колірна гамма досить різноманітна. Розчини комплексних солей, як правило, мають яскраві насичені фарби.

Хімічні взаємодії для класу середніх солей

Мають схожі хімічні властивості підстави, кислоти, солі. Оксиди, як ми вже розглянули, дещо відрізняються від них за цим фактором.

Всього можна виділити 4 основних типи взаємодій для середніх солей.

I. Взаємодія з кислотами (тільки сильними з точки зору ЕД) з утворенням іншої солі і слабкої кислоти:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакції з розчинними гидроксидами з появою солей і нерозчинних підстав:

CuSO₄ + 2LiOH = 2LiSO_{4 сіль розчинна} + Cu (OH)_{2 нерозчинна основа}

III. Взаємодія з іншого розчинної сіллю з утворенням нерозчинної солі і розчинної:

PbCL₂ + Na₂S = PbS + 2NaCL

IV. Реакції з металами, що стоять в ЕХРНМ лівіше того, що утворює сіль. При цьому вступає в реакцію метал не повинен при звичайних умовах вступати у взаємодію з водою:

Mg + 2AgCL = MgCL₂ + 2Ag

Це головні типи взаємодій, які характерні для середніх солей. Формули солей комплексних, основних, подвійних і кислих самі за себе говорять про специфічність проявляються хімічних властивостей.

Формули оксидів, основ, кислот, солей відображають хімічну сутність всіх представників цих класів неорганічних сполук, а крім того, дають уявлення про назву речовини і його фізичні властивості. Тому на їх написання слід звертати особливу увагу. Величезна різноманітність сполук пропонує нам в цілому дивовижна наука - хімія. Оксиди, підстави, кислоти, солі - це лише частина неосяжного різноманіття.

Статті схожі на "Оксиди, солі, підстави, кислоти. Властивості оксидів, основ, кислот, солей"

Дисоціація солей, кислот і лугів. Теорія і практичне застосування

Поняття гідролізу. Чисельні характеристики процесу: константа гідролізу і ступінь гідролізу

Якісні реакції на органічні речовини, аніони, катіони

Взаємодія кислот з металами. Взаємодія сірчаної кислоти з металами