Mogu li atomi metala formirati okside koji ne stvaraju soli? Klasifikacija, priprema i svojstva oksida. Hemijska svojstva oksida

Oksidi nazivaju se složene tvari, čije molekule uključuju atome kisika u oksidacijskom stanju - 2 i neki drugi element.

može se dobiti direktnom interakcijom kiseonika sa drugim elementom, i indirektno (na primer, razgradnjom soli, baza, kiselina). U normalnim uslovima, oksidi su u čvrstom, tečnom i gasovitom stanju, ova vrsta jedinjenja je vrlo česta u prirodi. Oksidi se nalaze u Zemljinoj kori. Rđa, pijesak, voda, ugljični dioksid su oksidi.

Oni su soli koji stvaraju i ne stvaraju soli.

Oksidi koji stvaraju soli- to su oksidi koji formiraju soli kao rezultat kemijskih reakcija. To su oksidi metala i nemetala, koji u interakciji s vodom stvaraju odgovarajuće kiseline, a u interakciji s bazama formiraju odgovarajuće kisele i normalne soli. Na primjer, bakrov oksid (CuO) je oksid koji stvara sol, jer, na primjer, kada je u interakciji sa klorovodičnom kiselinom (HCl), nastaje sol:

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

Druge soli mogu se dobiti kao rezultat hemijskih reakcija:

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Oksidi koji ne stvaraju soli nazivaju se takvi oksidi koji ne stvaraju soli. Primjer je CO, N 2 O, NO.

Oksidi koji tvore soli su, pak, 3 vrste: osnovni (od riječi « baza » ), kiseli i amfoterni.

Osnovni oksidi nazivaju se takvi metalni oksidi, koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi baza. Bazni oksidi uključuju, na primjer, Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO itd.

Hemijska svojstva osnovnih oksida

1. Bazni oksidi rastvorljivi u vodi reaguju sa vodom i formiraju baze:

Na 2 O + H 2 O → 2NaOH.

2. Reagirajte s kiselim oksidima kako bi se formirale odgovarajuće soli

Na 2 O + SO 3 → Na 2 SO 4.

3. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda:

CuO + H 2 SO 4 → CuSO 4 + H 2 O.

4. Reagirati s amfoternim oksidima:

Li 2 O + Al 2 O 3 → 2LiAlO 2.

Ako u sastavu oksida kao drugog elementa postoji nemetal ili metal koji pokazuje najvišu valenciju (obično od IV do VII), onda će takvi oksidi biti kiseli. Kiseli oksidi (anhidridi kiselina) su oni oksidi koji odgovaraju hidroksidima koji pripadaju klasi kiselina. To su, na primjer, CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 itd. Kiseli oksidi se otapaju u vodi i lužinama dajući sol i vodu.

Hemijska svojstva kiselih oksida

1. Interakcija s vodom, stvarajući kiselinu:

SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4.

Ali ne reagiraju svi kiseli oksidi direktno s vodom (SiO 2, itd.).

2. Reagirajte s baznim oksidima da nastane sol:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Interaguju sa alkalijama, formirajući so i vodu:

CO 2 + Ba (OH) 2 → BaCO 3 + H 2 O.

Part amfoterni oksid uključuje element koji ima amfoterna svojstva. Pod amfoternošću se podrazumijeva sposobnost jedinjenja da pokažu kisela i bazna svojstva, u zavisnosti od uslova. Na primjer, cink oksid ZnO može biti i baza i kiselina (Zn (OH) 2 i H 2 ZnO 2). Amfoternost se izražava u tome što, u zavisnosti od uslova, amfoterni oksidi ispoljavaju ili bazična ili kisela svojstva.

Hemijska svojstva amfoternih oksida

1. Interakcija sa kiselinama, formirajući so i vodu:

ZnO + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 O.

2. Reaguje sa čvrstim alkalijama (pri fuziji), formirajući kao rezultat reakcije so - natrijum cinkat i voda:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O.

Kada cink oksid stupi u interakciju s alkalnom otopinom (isti NaOH), dolazi do druge reakcije:

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

Koordinacioni broj je karakteristika koja određuje broj najbližih čestica: atoma ili inova u molekulu ili kristalu. Svaki amfoterni metal ima svoj koordinacijski broj. Za Be i Zn je 4; Za i, Al je 4 ili 6; Za i, Cr je 6 ili (vrlo rijetko) 4;

Amfoterni oksidi se obično ne rastvaraju niti reaguju s vodom.

Imate još pitanja? Želite li saznati više o oksidima?
Da dobijete pomoć od tutora - registrujte se.
Prva lekcija je besplatna!

stranice, uz potpuno ili djelomično kopiranje materijala, obavezan je link na izvor.

To su složene supstance koje se sastoje od dva hemijska elementa, od kojih je jedan kiseonik sa oksidacionim stanjem (-2). Opća formula oksida: NSmOn, gdje m je broj atoma elementa NS, a n- broj atoma kiseonika. Oksidi mogu biti čvrsti (pijesak SiO 2, kvarcne sorte), tečni (vodikov oksid H 2 O), plinoviti (ugljični oksidi: ugljični dioksid CO 2 i plinovi ugljični monoksid).

Nomenklatura hemijskih jedinjenja je evoluirala sa akumulacijom činjeničnog materijala. U početku, iako je broj poznatih jedinjenja bio mali, bio je u širokoj upotrebi trivijalna imena, ne odražava sastav, strukturu i svojstva supstance, - crveno olovo PL 3 O 4, litarge PLO, magnezija MgO, gvozdena vaga Fe 3 O 4, gas za smeh N 2 O, bijeli arsen Kao 2 O 3 Trivijalna nomenklatura je zamijenjena sa polusistematski nomenklatura - naziv je uključivao indikacije o broju atoma kisika u spoju: dušikov oksid- za niže, oksid- za viša oksidaciona stanja; anhidrid- za kisele okside.

Trenutno je prelazak na modernu nomenklaturu gotovo završen. Prema međunarodni nomenklatura, u naslovu oksid treba da ukazuje na valenciju elementa; na primjer, SO 2 - sumpor (IV) oksid, SO 3 - sumpor (VI) oksid, CrO - hrom (II) oksid, Cr 2 O 3 - hrom (III) oksid, CrO 3 - hrom (VI) oksid.

Prema svojim hemijskim svojstvima oksidi se dijele na koji stvaraju i ne stvaraju soli.

Vrste oksida

Ne stvara soli nazivaju se takvi oksidi koji ne stupaju u interakciju ni sa alkalijama ni sa kiselinama i ne stvaraju soli. Malo ih je, uključuju nemetale.

Formiranje soli oni se nazivaju oksidi koji reagiraju s kiselinama ili bazama i tvore sol i vodu.

Među formiranje soli oksidi razlikuju okside bazična, kisela, amfoterna.

Osnovni oksidi- to su oksidi kojima odgovaraju baze. Na primjer: CuO odgovara bazi Cu (OH) 2, Na 2 O - bazi NaOH, Cu 2 O - CuOH, itd.

Oksidi u periodnom sistemu

Tipične reakcije bazičnih oksida

1. Osnovni oksid + kiselina = sol + voda (reakcija razmjene):

2. Osnovni oksid + kiseli oksid = so (reakcija spoja):

3. Osnovni oksid + voda = alkalija (reakcija spojeva):

Kiseli oksidi su oni oksidi kojima odgovaraju kiseline. To su oksidi nemetala: N 2 O 5 odgovara HNO 3, SO 3 - H 2 SO 4, CO 2 - H 2 CO 3, P 2 O 5 - H 4 PO 4 kao i metalni oksidi sa visokim Vrijednost oksidacijskih stanja: Cr 2 + 6 O 3 odgovara H 2 CrO 4, Mn 2 +7 O 7 - HMnO 4.

Tipične reakcije kiselih oksida

1. Kiseli oksid + baza = sol + voda (reakcija razmjene):

2. Kiseli oksid + bazična oksidna sol (složena reakcija):

3. Kiseli oksid + voda = kiselina (složena reakcija):

Takva reakcija je moguća, samo ako je kiseli oksid rastvorljiv u vodi.

Amfoterično nazivaju se oksidi, koji, ovisno o uvjetima, pokazuju bazična ili kisela svojstva. To su ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, V 2 O 5.

Amfoterni oksidi se ne kombinuju direktno sa vodom.

Tipične reakcije amfoternih oksida

1. Amfoterni oksid + kiselina = sol + voda (reakcija razmjene):

2. Amfoterni oksid + baza = so + voda ili kompleksno jedinjenje:

Osnovni oksidi. TO glavni uključiti tipični metalni oksidi, odgovaraju hidroksidima sa svojstvima baza.

Dobivanje bazičnih oksida

Oksidacija metala pri zagrijavanju u atmosferi kisika.

2Mg + O 2 = 2MgO

2Cu + O 2 = 2CuO

Metoda nije primjenjiva za pripremu oksida alkalnih metala. U reakciji s kisikom alkalni metali obično daju perokside, pa je okside Na 2 O, K 2 O teško dobiti.

Sulfidno prženje

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2

4FeS 2 + 110 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2

Metoda nije primjenjiva za sulfide aktivnih metala, koji su oksidirani u sulfate.

Razgradnja hidroksida

Cu (OH) 2 = CuO + H 2 O

Po ovomemetoda se ne može koristiti za dobijanje oksida alkalnih metala.

Razgradnja soli kiselina koje sadrže kiseonik.

BaCO 3 = BaO + CO 2

2Pb (NO 3) 2 = 2PbO + 4N0 2 + O 2

4FeSO 4 = 2Fe 2 O 3 + 4SO 2 + O 2

Razgradnja se lako izvodi za nitrate i karbonate, uključujući bazične soli.

2 CO 3 = 2ZnO + CO 2 + H 2 O

Dobivanje kiselih oksida

Kiseli oksidi su predstavljeni oksidima nemetala ili prelaznih metala u visokim oksidacionim stanjima. Mogu se dobiti metodama sličnim onima za pripremu bazičnih oksida, na primjer:

1. 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2. 2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2
3. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O
4. Na 2 SiO 3 + 2HCl = 2NaCl + SiO 2 ↓ + H 2 O

Savremena hemijska nauka predstavlja mnogo različitih grana, a svaka od njih, pored teorijske osnove, ima veliku primenjenu vrednost, praktičnu. Šta god da dodirnete, sve okolo su hemijski proizvodi. Glavne sekcije su neorganska i organska hemija. Razmotrimo koje su glavne klase tvari klasificirane kao neorganske i koja svojstva posjeduju.

Glavne kategorije neorganskih jedinjenja

To uključuje sljedeće:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Temelji.
4. Kiseline.

Svaka od klasa je predstavljena širokim spektrom spojeva neorganske prirode i važna je u gotovo svakoj strukturi ljudske ekonomske i industrijske aktivnosti. Sva glavna svojstva karakteristična za ova jedinjenja, koja se nalaze u prirodi i primaju, izučavaju se bez greške u školskom kursu hemije, od 8. do 11. razreda.

Postoji opšta tabela oksida, soli, baza, kiselina, koja predstavlja primere svake od supstanci i njihovog agregatnog stanja u prirodi. Prikazane su i interakcije koje opisuju hemijska svojstva. Međutim, razmotrit ćemo svaku od klasa posebno i detaljnije.

Grupa spojeva - oksidi

4. Reakcije usljed kojih elementi mijenjaju CO

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Reagens voda: stvaranje kiseline (isključenje SiO 2)

KO + voda = kiselina

2. Reakcije sa bazama:

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

3. Reakcije sa bazičnim oksidima: stvaranje soli

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

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Pokazuju dvostruka svojstva, međusobno djeluju po principu acido-bazne metode (sa kiselinama, alkalijama, bazičnim oksidima, kiselinskim oksidima). Ne stupaju u interakciju sa vodom.

1. Sa kiselinama: stvaranje soli i vode

AO + kiselina = so + H 2 O

2. Sa bazama (alkalijama): formiranje hidrokso kompleksa

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije sa kiselim oksidima: dobijanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije sa RO: stvaranje soli, fuzija

MnO + Rb 2 O = dvostruka sol Rb 2 MnO 2

5. Reakcije fuzije sa alkalijama i karbonatima alkalnih metala: stvaranje soli

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

Ne stvaraju ni kiseline ni alkalije. Prikaži usko specifična svojstva.

Svaki viši oksid, formiran i od metala i od nemetala, otapa se u vodi, dajući jaku kiselinu ili lužinu.

Organske i neorganske kiseline

U klasičnom zvuku (na osnovu pozicija ED - elektrolitičke disocijacije - kiseline su jedinjenja koja u vodenom mediju disociraju na H+ katione i anjone kiselinskih ostataka An -. Međutim, danas su kiseline temeljno proučavane i u bezvodnim uslovima, stoga postoji mnogo različitih teorija za hidrokside.

Empirijske formule oksida, baza, kiselina, soli sastavljene su samo od simbola, elemenata i indeksa koji ukazuju na njihovu količinu u tvari. Na primjer, neorganske kiseline se izražavaju formulom H + kiseli ostatak n-. Organska materija ima drugačiji teorijski prikaz. Pored empirijske, za njih je moguće zapisati potpunu i skraćenu strukturnu formulu, koja će odražavati ne samo sastav i količinu molekule, već i redoslijed rasporeda atoma, njihov međusobni odnos i glavna funkcionalna grupa za karboksilne kiseline —COOH.

U anorganskom, sve kiseline se dijele u dvije grupe:

• bez kiseonika - HBr, HCN, HCL i drugi;
• koji sadrže kiseonik (okso kiseline) - HClO 3 i sve gde ima kiseonika.

Također, neorganske kiseline se klasificiraju prema stabilnosti (stabilne ili stabilne - sve osim ugljične i sumporne, nestabilne ili nestabilne - ugljične i sumporne). Po jačini kiseline mogu biti jake: sumporne, hlorovodonične, azotne, hlorne i druge, kao i slabe: sumporovodične, hipohlorne i druge.

Organska hemija nudi daleko manje raznolikosti. Kiseline koje su organske prirode su karboksilne kiseline. Njihova zajednička karakteristika je prisustvo -COOH funkcionalne grupe. Na primjer, HCOOH (mravlji), CH 3 COOH (sirćetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) i drugi.

Postoji niz kiselina koje su posebno naglašene kada se ova tema razmatra u školskom kursu hemije.

1. Sol.
2. Nitrogen.
3. Orthophosphoric.
4. Bromovodična.
5. Ugalj.
6. Vodonik jodid.
7. Sumporna.
8. Sirćet, ili etan.
9. Butan, ili ulje.
10. Benzoin.

Ovih 10 kiselina u hemiji su osnovne supstance odgovarajućeg razreda kako u školskom kursu tako i u industriji i sintezi uopšte.

Osobine neorganskih kiselina

Glavna fizička svojstva uključuju, prije svega, različito stanje agregacije. Na kraju krajeva, postoji niz kiselina u obliku kristala ili praha (borne, ortofosforne) u normalnim uslovima. Ogromna većina poznatih anorganskih kiselina su različite tekućine. Tačke ključanja i topljenja također variraju.

Kiseline mogu izazvati teške opekotine, jer imaju silu koja uništava organsko tkivo i kožu. Indikatori se koriste za otkrivanje kiselina:

• metilnarandžasta (u normalnom okruženju - narandžasta, u kiselinama - crvena),
• lakmus (u neutralnom - ljubičasta, u kiselinama - crvena) ili neki drugi.

Najvažnija hemijska svojstva uključuju sposobnost interakcije sa jednostavnim i složenim supstancama.

Hemijska svojstva neorganskih kiselina

Sa čime su u interakciji	Primjer reakcije
1. Sa jednostavnim supstancama, metalima. Preduslov: metal mora stajati u EKhRNM prije vodonika, budući da metali iza vodonika nisu u stanju da ga istisnu iz sastava kiselina. Reakcija uvijek proizvodi vodonik i sol.
2. Sa bazama. Rezultat reakcije su sol i voda. Takve reakcije jakih kiselina sa alkalijama nazivaju se reakcijama neutralizacije.	Bilo koja kiselina (jaka) + rastvorljiva baza = so i voda
3. Sa amfoternim hidroksidima. Zaključak: sol i voda.	2HNO 2 + berilijev hidroksid = Be (NO 2) 2 (prosječna sol) + 2H 2 O
4. Sa osnovnim oksidima. Zaključak: voda, sol.	2HCL + FeO = željezo (II) hlorid + H 2 O
5. Sa amfoternim oksidima. Neto efekat je sol i voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. Sa solima koje nastaju slabijim kiselinama. Neto efekat je sol i slaba kiselina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijum bromid + H 2 O + CO 2

Kada su u interakciji s metalima, ne reagiraju sve kiseline na isti način. Hemija (9. razred) u školi uključuje vrlo plitko proučavanje takvih reakcija, međutim, čak i na ovom nivou, posebna svojstva koncentrirane dušične i sumporne kiseline uzimaju se u obzir pri interakciji s metalima.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne i nerastvorljive baze

Oksidi, soli, baze, kiseline - sve ove klase tvari imaju zajedničku kemijsku prirodu, što se objašnjava strukturom kristalne rešetke, kao i međusobnim utjecajem atoma u sastavu molekula. Međutim, iako je bilo moguće dati vrlo specifičnu definiciju za okside, teže je to učiniti za kiseline i baze.

Kao i kiseline, prema teoriji ED, bazama se nazivaju supstance koje se u vodenom rastvoru mogu razgraditi na metalne katjone Me n + i anjone hidrokso grupa ON -.

• Rastvorljive ili alkalije (jake baze koje se mijenjaju. Nastaju od metala grupa I, II. Primjer: KOH, NaOH, LiOH (tj. uzimaju se u obzir samo elementi glavnih podgrupa);
• Slabo rastvorljiv ili nerastvorljiv (srednje jačine, ne menjati boju indikatora). Primer: hidroksid magnezijuma, gvožđa (II), (III) i dr.
• Molekularno (slabe baze, u vodenom mediju reverzibilno disociraju na jone-molekule). Primjer: N 2 H 4, amini, amonijak.
• Amfoterni hidroksidi (pokazuju dvostruka bazična kiselinska svojstva). Primjer: berilij, cink i tako dalje.

Svaka predstavljena grupa se izučava na školskom kursu hemije u sekciji "Osnove". Hemija 8-9 razreda uključuje detaljno proučavanje alkalija i slabo rastvorljivih jedinjenja.

Glavna karakteristična svojstva baza

Sve alkalije i slabo rastvorljiva jedinjenja su u prirodi u čvrstom kristalnom stanju. Istovremeno, njihove tačke topljenja su u pravilu niske, a slabo topljivi hidroksidi se raspadaju kada se zagrijavaju. Boja baza je drugačija. Ako je alkalija bijela, onda kristali slabo topljivih i molekularnih baza mogu biti vrlo različite boje. Rastvorljivost većine spojeva ove klase može se vidjeti u tabeli, u kojoj su prikazane formule oksida, baza, kiselina, soli, prikazana je njihova rastvorljivost.

Alkalije mogu promijeniti boju indikatora na sljedeći način: fenolftalein - malina, metilnarandžasta - žuta. To se osigurava slobodnim prisustvom hidroksilnih grupa u otopini. Zato slabo rastvorljive baze ne daju takvu reakciju.

Hemijska svojstva svake grupe baza su različita.

Hemijska svojstva
Alkalije	Slabo rastvorljive baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s KO (ukupno - sol i voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija sa kiselinama (sol i voda): normalne reakcije neutralizacije (vidi kiseline) III. U interakciji s AO nastaje hidrokso kompleks soli i vode: 2NaOH + Me + n O = Na 2 Me + n O 2 + H 2 O, ili Na 2 IV. U interakciji s amfoternim hidroksidima nastaju hidroksokopleksne soli: Isto kao i sa AO, samo bez vode V. U interakciji s rastvorljivim solima nastaju netopivi hidroksidi i soli: 3CsOH + željezo (III) hlorid = Fe (OH) 3 + 3CsCl Vi. Reaguje sa cinkom i aluminijumom u vodenoj otopini da nastane soli i vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks sa hidroksid ionom 2Rb + 3H 2	I. Kada se zagreju, mogu se razgraditi: nerastvorljivi hidroksid = oksid + voda II. Reakcije sa kiselinama (ukupno: sol i voda): Fe (OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija s KO: Me + n (OH) n + KO = sol + H 2 O	I. Reaguje sa kiselinama da nastane so i voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reaguje sa alkalijama: ukupna sol i voda (stanje: fuzija) Zn (OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O III. Reaguju s jakim hidroksidima: rezultat su soli, ako se reakcija odvija u vodenoj otopini: Cr (OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Ovo su većina hemijskih svojstava koje pokazuju baze. Hemija baza je prilično jednostavna i poštuje opšte zakone svih neorganskih jedinjenja.

Klasa neorganskih soli. Klasifikacija, fizička svojstva

Na osnovu položaja ED, soli se mogu nazvati anorganskim jedinjenjima koja se u vodenom rastvoru disociraju na metalne katjone Me + n i anjone kiselinskih ostataka An n-. Ovako se soli mogu zamisliti. Definicija hemije daje više od jedne, ali je najtačnija.

Štaviše, po svojoj hemijskoj prirodi, sve soli se dijele na:

• Kiseli (sadrže vodikov kation). Primjer: NaHSO 4.
• Bazni (sadrži hidroksilnu grupu). Primjer: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Srednji (sastoje se samo od metalnog kationa i kiselinskog ostatka). Primjer: NaCL, CaSO 4.
• Dvostruki (sadrži dva različita metalna kationa). Primjer: NaAl (SO 4) 3.
• Kompleks (hidroksokompleksi, akvakompleksi i drugi). Primjer: K 2.

Formule soli odražavaju njihovu hemijsku prirodu, a govore i o kvalitativnom i kvantitativnom sastavu molekula.

Oksidi, soli, baze, kiseline imaju različita svojstva rastvorljivosti, što se može naći u odgovarajućoj tabeli.

Ako govorimo o stanju agregacije soli, onda treba uočiti njihovu ujednačenost. Postoje samo u čvrstom, kristalnom ili praškastom stanju. Raspon boja je prilično raznolik. Otopine složenih soli u pravilu imaju svijetle, zasićene boje.

Hemijske interakcije za klasu srednjih soli

Imaju slična hemijska svojstva baze, kiseline, soli. Oksidi se, kao što smo već razmotrili, po ovom faktoru donekle razlikuju od njih.

Ukupno se mogu razlikovati 4 glavne vrste interakcija za srednje soli.

I. Interakcija sa kiselinama (samo jake u smislu ED) sa stvaranjem druge soli i slabe kiseline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije sa rastvorljivim hidroksidima sa pojavom soli i nerastvorljivih baza:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rastvorljiva so + Cu (OH) 2 nerastvorljiva baza

III. Interakcija s drugim rastvorljivim solima da nastane nerastvorljiva sol i rastvorljiva:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s metalima koji stoje u EHRNM lijevo od onog koji formira sol. U ovom slučaju, metal koji reaguje ne bi trebao stupiti u interakciju s vodom u normalnim uvjetima:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Ovo su glavne vrste interakcija koje se javljaju sa srednjim solima. Formule kompleksnih, bazičnih, dvostrukih i kiselih soli same za sebe govore o specifičnosti prikazanih hemijskih svojstava.

Formule oksida, baza, kiselina, soli odražavaju kemijsku suštinu svih predstavnika ovih klasa anorganskih spojeva, a osim toga daju ideju o nazivu tvari i njenim fizičkim svojstvima. Stoga treba obratiti posebnu pažnju na njihovo pisanje. Ogroman izbor jedinjenja nudi nam kao celinu neverovatna nauka - hemija. Oksidi, baze, kiseline, soli samo su dio ogromne raznolikosti.

Opća formula oksida: E x O y

Kisik ima drugu najveću vrijednost elektronegativnosti (poslije fluora), stoga su većina spojeva kemijskih elemenata s kisikom oksidi.

Oksidi koji tvore soli uključuju one okside koji su sposobni za interakciju s kiselinama ili bazama kako bi stvorili odgovarajuću sol i vodu. Oksidi koji stvaraju soli uključuju:

• bazični oksidi, koji obično formiraju metale sa oksidacionim stanjima +1, +2. Reaguje sa kiselinama, sa kiselim oksidima, sa amfoternim oksidima, sa vodom (samo oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala). Osnovni oksidni element postaje kation u nastaloj soli. Na₂O, CaO, MgO, CuO.
• kiseli oksidi- oksidi nemetala, kao i metali u oksidacionom stanju od +5 do +7. Reaguje sa vodom, sa alkalijama, sa bazičnim oksidima, sa amfoternim oksidima. Kiseli oksidni element je dio anjona nastale soli. Mn 2 O 7, CrO 3, SO 3, N 2 O 5.
• amfoterni oksidi, koji formiraju metale sa oksidacionim stanjima od +3 do +5 (amfoterni oksidi takođe uključuju BeO, ZnO, PbO, SnO). Reaguje sa kiselinama, alkalijama, kiselim i bazičnim oksidima.

Oksidi koji ne stvaraju soli ne stupaju u interakciju sa kiselinama ili bazama, odnosno ne stvaraju. N 2 O, NO, CO, SiO.

Prema IUPAC nomenklaturi, nazivi oksida se sastoje od riječi oksid i imena drugog kemijskog elementa (sa manje elektronegativnosti) u genitivu:

Kalcijum oksid - CaO.

Ako je element sposoban formirati nekoliko oksida, tada bi njihovi nazivi trebali označavati oksidacijsko stanje elementa (rimskim brojevima u zagradama iza imena):

Fe 2 O 3 - gvožđe (III) oksid;

MnO 2 - mangan (IV) oksid.

Dozvoljeno je koristiti latinske prefikse za označavanje broja atoma elemenata uključenih u molekulu oksida:

Na 2 O — dinatrijum oksid;

CO je ugljični monoksid;

CO 2 - ugljični dioksid.

Često se koriste i trivijalni nazivi za neke okside:

Primjeri rješavanja problema na temu "oksidne formule"

PRIMJER 1

Vježba	Kolika je masa mangan (IV) oksida potrebna da se iz hlorovodonične kiseline dobije 14,2 g hlora?
Rješenje	Napišimo jednačinu reakcije: Prema jednadžbi reakcije Nađimo količinu supstance: Izračunajte masu mangan (IV) oksida:
Odgovori	Potrebno je uzeti 17,4 g mangan (IV) oksida.

PRIMJER 2

Vježba	Oksidacijom 16,74 g dvovalentnog metala nastalo je 21,54 g oksida. Odredite metal i izračunajte ekvivalentne mase metala i njegovog oksida.
Rješenje	Masa kiseonika u metalnom oksidu je:

Danas počinjemo naše upoznavanje sa najvažnijim klasama neorganskih jedinjenja. Anorganske tvari dijele se prema svom sastavu, kao što već znate, na jednostavne i složene.

OXIDE	ACID	BASE	SALT
E x O y	NnA A - kiselinski ostatak	ja (OH)b OH - hidroksilna grupa	Me n A b

Složene neorganske supstance dijele se u četiri klase: oksidi, kiseline, baze, soli. Počinjemo s klasom oksida.

OXIDES

Oksidi - to su složene supstance, koje se sastoje od dva hemijska elementa, od kojih je jedan kiseonik, sa valencijom jednakom 2. Samo jedan hemijski element - fluor, spajajući se sa kiseonikom, ne formira oksid, već kiseonik fluorid OF 2.
Zovu se jednostavno - "oksid + naziv elementa" (vidi tabelu). Ako je valencija hemijskog elementa promenljiva, onda je označena rimskim brojem u zagradi iza naziva hemijskog elementa.

Formula	Ime	Formula	Ime
	ugljen monoksid (II)	Fe 2 O 3	gvožđe (III) oksid
	dušikov oksid (II)	CrO 3	hrom (VI) oksid
Al 2 O 3	aluminijum oksid		cink oksid
N 2 O 5	dušikov oksid (V)	Mn 2 O 7	mangan (VII) oksid

Klasifikacija oksida

Svi oksidi se mogu podijeliti u dvije grupe: koji stvaraju soli (bazni, kiseli, amfoterni) i koji ne stvaraju soli ili indiferentni.

Metalni oksidi Me x O y			Nemetalni oksidi notMe x O y
Glavni	Kisela	Amfoterično	Kisela	Ravnodušni
I, II Ja	V-VII Ja	ZnO, BeO, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3	> II ne ja	I, II ne ja CO, NE, N 2 O

1). Osnovni oksidi Jesu li oksidi kojima odgovaraju baze. Osnovni oksidi uključuju oksidi metali 1 i 2 grupe, takođe metali bočne podgrupe sa valencijom I i II (osim ZnO - cink oksid i BeO -berilijev oksid):

2). Kiseli oksidi To su oksidi kojima odgovaraju kiseline. Oksidi kiseline uključuju nemetalni oksidi (osim onih koji ne stvaraju sol - indiferentan), kao i metalni oksidi bočne podgrupe sa valencijom od V prije Vii (Na primjer, CrO 3 je hrom (VI) oksid, Mn 2 O 7 je mangan (VII) oksid):

3). Amfoterni oksidi- to su oksidi, koji odgovaraju bazama i kiselinama. To uključuje metalni oksidi glavne i manje podgrupe sa valencijom III , ponekad IV kao i cink i berilijum (npr. BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).

4). Oksidi koji ne stvaraju soli- to su oksidi indiferentni prema kiselinama i bazama. To uključuje nemetalni oksidi sa valencijom I i II (Na primjer, N 2 O, NO, CO).

Zaključak: priroda svojstava oksida prvenstveno zavisi od valencije elementa.

Na primjer, krom oksidi:

CrO (II- glavni);

Cr 2 O 3 (III- amfoterni);

CrO 3 (Vii- kiselo).

Klasifikacija oksida

(prema rastvorljivosti u vodi)

Kiseli oksidi	Osnovni oksidi	Amfoterni oksidi
Rastvorljivo u vodi. Izuzetak - SiO 2 (nerastvorljivo u vodi)	U vodi se otapaju samo oksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala (ovo su metali I "A" i II "A" grupe, isključujući Be, Mg)	Ne stupaju u interakciju sa vodom. Nerastvorljivo u vodi

Izvršite zadatke:

1. Zapišite odvojeno hemijske formule kiselina koje stvaraju soli i bazičnih oksida.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Date supstance : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn (OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca (OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe (OH) 3

Zapišite okside i klasificirajte ih.

Dobivanje oksida

Simulator "Interakcija kiseonika sa jednostavnim supstancama"

1. Sagorijevanje tvari (oksidacija kisikom)	a) jednostavne supstance Sprava za obuku	2Mg + O 2 = 2MgO
	b) složene supstance	2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2
2.Razgradnja složenih supstanci (koristite tablicu kiselina, pogledajte dodatke)	a) soli SALTt= BAZNI OKSID + KISELNI OKSID	SaCO 3 = CaO + CO 2
	b) Nerastvorljive baze ja (OH)bt= Me x O y+ H 2 O	Cu (OH) 2 t = CuO + H 2 O
	c) oksigenirane kiseline NnA =ACID OXIDE + H 2 O	H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

Fizička svojstva oksida

Na sobnoj temperaturi većina oksida su čvrste materije (CaO, Fe 2 O 3 itd.), neki su tečni (H 2 O, Cl 2 O 7 itd.) i gasovi (NO, SO 2 itd.).

Hemijska svojstva oksida

HEMIJSKA SVOJSTVA BAZIČNIH OKSIDA 1. Bazični oksid + kiseli oksid = sol (p. spoj) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Osnovni oksid + Kiselina = So + H 2 O (p. Razmjena) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Osnovni oksid + voda = alkalija (p. spoj) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

HEMIJSKA SVOJSTVA KISELNIH OKSIDA 1. Kiseli oksid + voda = kiselina (p. spoj) CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 - ne reaguje 2. Kiseli oksid + baza = sol + H 2 O (p. razmjena) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Bazni oksid + kiseli oksid = sol (p. spoj) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Manje isparljive istiskuju one hlapljive iz njihovih soli CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

HEMIJSKA SVOJSTVA AMFOTERSKIH OKSIDA U interakciji su i sa kiselinama i sa alkalijama. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (u rastvoru) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (kada fuzija)

Primjena oksida

Neki oksidi se ne otapaju u vodi, ali mnogi ulaze u složenu reakciju s vodom:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 O = Ca( OH) 2

Rezultat su često veoma poželjni i korisni spojevi. Na primjer, H 2 SO 4 je sumporna kiselina, Ca (OH) 2 je gašeno vapno, itd.

Ako su oksidi netopivi u vodi, onda ljudi vješto koriste i ovo svojstvo. Na primjer, cink oksid ZnO je bijela tvar, stoga se koristi za pripremu bijele uljane boje (cink bijelo). Budući da je ZnO praktički nerastvorljiv u vodi, cink bijelo može se koristiti za bojenje bilo koje površine, uključujući i one koje su izložene atmosferskim padavinama. Netopljivost i netoksičnost omogućavaju upotrebu ovog oksida u proizvodnji kozmetičkih krema i pudera. Farmaceuti ga prave kao adstringentni prašak za sušenje za vanjsku upotrebu.

Titanijum (IV) oksid - TiO 2 poseduje ista vredna svojstva. Takođe ima prelepu belu boju i koristi se za pravljenje titanijum bele boje. TiO 2 se ne otapa ne samo u vodi, već i u kiselinama, pa su premazi od ovog oksida posebno otporni. Ovaj oksid se dodaje u plastiku kako bi joj dao bijelu boju. Ulazi u sastav emajla za metalno i keramičko posuđe.

Krom (III) oksid - Cr 2 O 3 - vrlo jaki kristali tamnozelene boje, nerastvorljivi u vodi. Cr 2 O 3 se koristi kao pigment (boja) u proizvodnji ukrasnog zelenog stakla i keramike. Mnogima poznata GOI pasta (skraćeno od naziva "Državni optički institut") koristi se za brušenje i poliranje optike, metala proizvoda, u nakitu.

Zbog nerastvorljivosti i čvrstoće hrom (III) oksida, koristi se i u štamparskim bojama (npr. za bojenje novčanica). Općenito, oksidi mnogih metala se koriste kao pigmenti za širok spektar boja, iako je to daleko od njihove jedine primjene.

Zadaci za konsolidaciju

1. Zapišite odvojeno hemijske formule kiselina koje stvaraju soli i bazičnih oksida.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Date supstance : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn (OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca (OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe (OH) 3

Odaberite sa liste: bazični oksidi, kiseli oksidi, indiferentni oksidi, amfoterni oksidi i dajte im imena.

3. Završite CCM, označite vrstu reakcije, navedite produkte reakcije

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO 3 =

NaOH + P 2 O 5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu (OH) 2 =? +?

4. Izvršite transformacije prema shemi:

1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4

2) S → SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

3) P → P 2 O 5 → H 3 PO 4 → K 3 PO 4