Môžu atómy kovov vytvárať oxidy netvoriace soli. Klasifikácia, príprava a vlastnosti oxidov. Chemické vlastnosti oxidov

Oxidy komplexné látky sa nazývajú, ktorých zloženie molekúl zahŕňa atómy kyslíka v oxidačnom stave - 2 a niektoré ďalšie prvky.

možno získať priamou interakciou kyslíka s iným prvkom, alebo nepriamo (napríklad rozkladom solí, zásad, kyselín). Za normálnych podmienok sú oxidy v pevnom, kvapalnom a plynnom stave, tento typ zlúčenín je v prírode veľmi bežný. Oxidy sa nachádzajú v zemskej kôre. Hrdza, piesok, voda, oxid uhličitý sú oxidy.

Sú soľotvorné a nesolnotvorné.

Oxidy tvoriace soli- Sú to oxidy, ktoré tvoria soli v dôsledku chemických reakcií. Ide o oxidy kovov a nekovov, ktoré pri interakcii s vodou vytvárajú zodpovedajúce kyseliny a pri interakcii so zásadami zodpovedajúce kyslé a normálne soli. Napríklad, oxid meďnatý (CuO) je oxid tvoriaci soľ, pretože napríklad pri reakcii s kyselinou chlorovodíkovou (HCl) vzniká soľ:

CuO + 2HCl -> CuCl2 + H20.

V dôsledku chemických reakcií možno získať ďalšie soli:

CuO + SO3 → CuSO4.

Nesolitvorné oxidy nazývané oxidy, ktoré netvoria soli. Príkladom je CO, N20, NO.

Oxidy tvoriace soli sú zase 3 typov: zásadité (od slova « základňu » ), kyslé a amfotérne.

Zásadité oxidy nazývajú sa také oxidy kovov, ktoré zodpovedajú hydroxidom patriacim do triedy zásad. Medzi zásadité oxidy patrí napríklad Na 2 O, K 2 O, MgO, CaO atď.

Chemické vlastnosti zásadité oxidy

1. Vo vode rozpustné zásadité oxidy reagujú s vodou za vzniku zásad:

Na20 + H20 -> 2NaOH.

2. Interagovať s kyslými oxidmi za vzniku zodpovedajúcich solí

Na20 + SO3 → Na2S04.

3. Reagujte s kyselinami za vzniku soli a vody:

CuO + H2S04 → CuSO4 + H20.

4. Reagujte s amfotérnymi oxidmi:

Li20 + Al203 → 2LiAl02.

Ak je druhým prvkom v zložení oxidov nekov alebo kov s vyššou mocnosťou (zvyčajne od IV do VII), potom budú takéto oxidy kyslé. Oxidy kyselín (anhydridy kyselín) sú oxidy, ktoré zodpovedajú hydroxidom patriacim do triedy kyselín. Ide napríklad o CO 2, SO 3, P 2 O 5, N 2 O 3, Cl 2 O 5, Mn 2 O 7 atď. Oxidy kyselín sa rozpúšťajú vo vode a zásadách, tvoria soľ a vodu.

Chemické vlastnosti oxidov kyselín

1. Interakcia s vodou za vzniku kyseliny:

S03 + H20 -> H2S04.

Ale nie všetky kyslé oxidy priamo reagujú s vodou (SiO 2 a iné).

2. Reagujte s oxidmi na báze za vzniku soli:

CO 2 + CaO → CaCO 3

3. Interakcia s alkáliami za tvorby soli a vody:

C02 + Ba (OH)2 -> BaC03 + H20.

Časť amfotérny oxid obsahuje prvok, ktorý má amfotérne vlastnosti. Amfoterita sa chápe ako schopnosť zlúčenín vykazovať kyslé a zásadité vlastnosti v závislosti od podmienok. Napríklad oxid zinočnatý ZnO môže byť bázou aj kyselinou (Zn(OH)2 a H2Zn02). Amfoterita je vyjadrená skutočnosťou, že v závislosti od podmienok amfotérne oxidy vykazujú buď zásadité alebo kyslé vlastnosti.

Chemické vlastnosti amfotérnych oxidov

1. Interakcia s kyselinami za vzniku soli a vody:

ZnO + 2HCl -> ZnCl2 + H20.

2. Reagovať s pevnými alkáliami (počas fúzie), pričom výsledkom reakcie je soľ - zinečnan sodný a voda:

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H20.

Keď oxid zinočnatý interaguje s alkalickým roztokom (rovnaký NaOH), dôjde k ďalšej reakcii:

ZnO + 2 NaOH + H20 => Na2.

Koordinačné číslo - charakteristika, ktorá určuje počet najbližších častíc: atómov alebo iónov v molekule alebo kryštáli. Každý amfotérny kov má svoje koordinačné číslo. Pre Be a Zn je to 4; For a Al je 4 alebo 6; Pre a Cr je to 6 alebo (veľmi zriedkavo) 4;

Amfotérne oxidy sa zvyčajne nerozpúšťajú vo vode a nereagujú s ňou.

Máte nejaké otázky? Chcete sa dozvedieť viac o oxidoch?
Ak chcete získať pomoc tútora - zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

stránky, s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.

Ide o zložité látky pozostávajúce z dvoch chemických prvkov, z ktorých jedným je kyslík s oxidačným stavom (-2). Všeobecný vzorec oxidov: EmOn, kde m- počet atómov prvkov E, ale n je počet atómov kyslíka. Oxidy môžu byť pevné (piesok SiO 2, druhy kremeňa), kvapalné (oxid vodíka H 2 O), plynné (oxidy uhlíka: oxid uhličitý CO 2 a oxid uhoľnatý CO plyny).

Názvoslovie chemických zlúčenín sa vyvinulo s nahromadením faktického materiálu. Spočiatku, zatiaľ čo počet známych zlúčenín bol malý, boli široko používané triviálne mená, neodráža zloženie, štruktúru a vlastnosti látky, - minimálna Pb3O4, litharge RIO, magnézia MgO oxid železitý Fe 3 O 4, smiešny plyn N20, biely arzén Ako 2 O 3 Triviálne názvoslovie bolo nahradené o polosystémové nomenklatúra - do názvu boli zahrnuté údaje o počte atómov kyslíka v zlúčenine: dusný- pre nižšie oxid- pre vyššie stupne oxidácie; anhydrid- pre kyslé oxidy.

V súčasnosti je prechod na modernú nomenklatúru takmer ukončený. Podľa medzinárodné nomenklatúra, v názve oxid, mala by sa uviesť valencia prvku; napríklad SO 2 - oxid sírový (IV), SO 3 - oxid sírový (VI), CrO - oxid chrómový (II), Cr 2 O 3 - oxid chrómový (III), CrO 3 - oxid chrómový (VI).

Podľa chemických vlastností sa oxidy delia na soľotvorné a nesolotvorné.

Druhy oxidov

Nesoľnotvorný nazývajú sa také oxidy, ktoré neinteragujú ani s alkáliami, ani s kyselinami a netvoria soli. Je ich málo, zloženie zahŕňa nekovy.

Tvorba soli Oxidy sa nazývajú tie, ktoré reagujú s kyselinami alebo zásadami a tvoria soľ a vodu.

Medzi soľotvorné oxidy rozlišujú medzi oxidmi zásadité, kyslé, amfotérne.

Zásadité oxidy sú oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám. Napríklad: CuO zodpovedá zásade Cu (OH) 2, Na 2 O - zásada NaOH, Cu 2 O - CuOH atď.

Oxidy v periodickej tabuľke

Typické reakcie zásaditých oxidov

1. Zásaditý oxid + kyselina \u003d soľ + voda (výmenná reakcia):

2. Zásaditý oxid + kyslý oxid = soľ (reakcia zlúčeniny):

3. Zásaditý oxid + voda = zásada (reakcia zlúčeniny):

Oxidy kyselín sú tie oxidy, ktorým zodpovedajú kyseliny. Ide o oxidy nekovov: N 2 O 5 zodpovedá HNO 3, SO 3 - H 2 SO 4, CO 2 - H 2 CO 3, P 2 O 5 - H 4 PO 4 ako aj oxidy kovov s vysokou hodnotou oxidačných stavov: Cr 2 + 6 O 3 zodpovedá H 2 CrO 4, Mn 2 +7 O 7 - HMnO 4.

Typické reakcie oxidov kyselín

1. Oxid kyseliny + zásada \u003d soľ + voda (výmenná reakcia):

2. Oxid kyseliny + zásaditá oxidová soľ (reakcia zlúčeniny):

3. Oxid kyseliny + voda = kyselina (reakcia zlúčeniny):

Takáto reakcia je možná len ak je kyslý oxid rozpustný vo vode.

amfotérny nazývané oxidy, ktoré v závislosti od podmienok vykazujú zásadité alebo kyslé vlastnosti. Sú to ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3, V 2 O 5.

Amfotérne oxidy sa priamo nezlučujú s vodou.

Typické reakcie amfotérnych oxidov

1. Amfotérny oxid + kyselina \u003d soľ + voda (výmenná reakcia):

2. Amfotérny oxid + zásada \u003d soľ + voda alebo komplexná zlúčenina:

zásadité oxidy. TO hlavné odkazovať typické oxidy kovov, vlastnostiam zásad zodpovedajú hydroxidom.

Získanie zásaditých oxidov

Oxidácia kovov pri zahrievaní v kyslíkovej atmosfére.

2Mg + O2 \u003d 2MgO

2Cu + O2 \u003d 2CuO

Metóda nie je použiteľná na výrobu oxidov alkalických kovov. Pri reakcii s kyslíkom alkalické kovy zvyčajne poskytujú peroxidy, takže oxidy Na 2 O, K 2 O sú ťažko dostupné.

Sulfidové praženie

2CuS + 302 = 2CuO + 2S02

4FeS2 + 1102 = 2Fe203 + 8SO2

Metóda nie je použiteľná pre aktívne sulfidy kovov, ktoré oxidujú na sírany.

Rozklad hydroxidov

Cu(OH)2 \u003d CuO + H20

Totometódu nemožno použiť na získanie oxidov alkalických kovov.

Rozklad solí kyselín obsahujúcich kyslík.

VaCO 3 \u003d BaO + CO 2

2Pb (NO 3) 2 \u003d 2PbO + 4N02 + O2

4FeSO4 \u003d 2Fe203 + 4SO2 + O2

Dusičnany a uhličitany vrátane zásaditých solí sa ľahko rozkladajú.

2 CO 3 \u003d 2 ZnO + CO 2 + H20

Získanie oxidov kyselín

Kyslé oxidy predstavujú oxidy nekovov alebo prechodných kovov vo vysokom oxidačnom stupni. Môžu byť získané metódami podobnými metódam pre zásadité oxidy, napríklad:

1. 4P + 5O 2 \u003d 2P 2 O 5
2. 2ZnS + 302 = 2ZnO + 2SO2
3. K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 \u003d 2CrO 3 ↓ + K 2 SO 4 + H 2 O
4. Na2SiO3 + 2HCl \u003d 2NaCl + Si02 ↓ + H20

Moderná chemická veda je široká škála odvetví a každé z nich má okrem teoretického základu veľký aplikačný a praktický význam. Čoho sa dotknete, všetko okolo sú produkty chemickej výroby. Hlavnými sekciami sú anorganická a organická chémia. Zvážte, ktoré hlavné triedy látok sú klasifikované ako anorganické a aké vlastnosti majú.

Hlavné kategórie anorganických zlúčenín

Patria sem nasledujúce položky:

1. Oxidy.
2. Soľ.
3. základy.
4. Kyseliny.

Každá z tried je zastúpená širokou škálou anorganických zlúčenín a je dôležitá takmer v akejkoľvek štruktúre ľudskej hospodárskej a priemyselnej činnosti. Všetky hlavné vlastnosti charakteristické pre tieto zlúčeniny, ktoré sú v prírode a získavajú, sa bez problémov študujú v školskom kurze chémie v ročníkoch 8-11.

Existuje všeobecná tabuľka oxidov, solí, zásad, kyselín, ktorá uvádza príklady každej z látok a ich stav agregácie, ktoré sú v prírode. Ukazuje tiež interakcie, ktoré opisujú chemické vlastnosti. Každú z tried však zvážime samostatne a podrobnejšie.

Skupina zlúčenín - oxidy

4. Reakcie, v dôsledku ktorých prvky menia CO

Me + nO + C = Me0 + CO

1. Voda s činidlom: tvorba kyseliny (výnimka SiO 2)

KO + voda = kys

2. Reakcie so zásadami:

CO2 + 2CsOH \u003d Cs2CO3 + H20

3. Reakcie so zásaditými oxidmi: tvorba solí

P 2 O 5 + 3 MnO \u003d Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcie:

CO2 + 2Ca \u003d C + 2CaO,

Vykazujú duálne vlastnosti, interagujú podľa princípu acidobázickej metódy (s kyselinami, zásadami, zásaditými oxidmi, kyslými oxidmi). Neinteragujú s vodou.

1. S kyselinami: tvorba solí a vody

AO + kyselina \u003d soľ + H20

2. So zásadami (zásadami): tvorba hydroxokomplexov

Al 2 O 3 + LiOH + voda \u003d Li

3. Reakcie s kyslými oxidmi: príprava solí

FeO + SO2 \u003d FeSO3

4. Reakcie s RO: tvorba solí, fúzia

MnO + Rb 2 O = podvojná soľ Rb 2 MnO 2

5. Fúzne reakcie s alkáliami a uhličitanmi alkalických kovov: tvorba solí

Al 2 O 3 + 2 LiOH \u003d 2 LiAlO 2 + H 2 O

Netvoria kyseliny ani zásady. Vykazujú vysoko špecifické vlastnosti.

Každý vyšší oxid, tvorený kovom aj nekovom, po rozpustení vo vode poskytuje silnú kyselinu alebo zásadu.

Kyseliny organické a anorganické

V klasickom zvuku (na základe pozícií ED - elektrolytická disociácia- kyseliny sú zlúčeniny, ktoré sa vo vodnom prostredí disociujú na katióny H + a anióny zvyškov kyselín An - . Dnes sú však kyseliny starostlivo študované v bezvodých podmienkach, takže pre hydroxidy existuje veľa rôznych teórií.

Empirické vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí sú tvorené iba symbolmi, prvkami a indexmi označujúcimi ich množstvo v látke. Napríklad anorganické kyseliny sú vyjadrené vzorcom H + kyslý zvyšok n-. organickej hmoty majú inú teoretickú reprezentáciu. Okrem empirického je možné pre ne zapísať úplný a skrátený štruktúrny vzorec, ktorý bude odrážať nielen zloženie a množstvo molekuly, ale aj usporiadanie atómov, ich vzájomný vzťah a hlavné funkčná skupina pre karboxylové kyseliny -COOH.

V anorganických sú všetky kyseliny rozdelené do dvoch skupín:

• anoxické - HBr, HCN, HCL a iné;
• s obsahom kyslíka (oxokyseliny) - HClO 3 a všetko, kde je kyslík.

Anorganické kyseliny sú tiež klasifikované podľa stability (stabilné alebo stabilné - všetko okrem uhličitých a sírnych, nestabilné alebo nestabilné - uhličité a sírové). Podľa sily môžu byť kyseliny silné: sírová, chlorovodíková, dusičná, chloristá a iné, ako aj slabé: sírovodík, chlór a iné.

Organická chémia takú rozmanitosť vôbec neponúka. Kyseliny, ktoré sú organického pôvodu, sú karboxylové kyseliny. Ich spoločným znakom je prítomnosť funkčnej skupiny -COOH. Napríklad HCOOH (antická), CH 3 COOH (octová), C 17 H 35 COOH (stearová) a ďalšie.

Existuje množstvo kyselín, ktoré sú obzvlášť starostlivo zdôrazňované pri zvažovaní tejto témy v školskom kurze chémie.

1. Soľ.
2. Dusík.
3. Ortofosforečná.
4. bromovodíkový.
5. Uhlie.
6. jód.
7. Sírový.
8. Acetát alebo etán.
9. Bután alebo olej.
10. Benzoic.

Týchto 10 kyselín v chémii sú základné látky zodpovedajúcej triedy tak v školskom kurze, ako aj vo všeobecnosti v priemysle a syntéze.

Vlastnosti anorganických kyselín

Hlavné fyzikálne vlastnosti treba pripísať predovšetkým odlišnému stavu agregácie. Koniec koncov, existuje množstvo kyselín, ktoré majú za normálnych podmienok formu kryštálov alebo práškov (boritá, ortofosforečná). Prevažná väčšina známych anorganických kyselín sú rôzne kvapaliny. Teploty varu a topenia sa tiež líšia.

Kyseliny môžu spôsobiť vážne popáleniny, pretože majú schopnosť ničiť organické tkanivá a pokožku. Na detekciu kyselín sa používajú indikátory:

• metylová pomaranč (v normálnom prostredí - oranžová, v kyselinách - červená),
• lakmus (v neutrálnom - fialový, v kyselinách - červený) alebo niektoré iné.

Medzi najdôležitejšie chemické vlastnosti patrí schopnosť interakcie s jednoduchými aj zložitými látkami.

Chemické vlastnosti anorganických kyselín

S čím interagujú?	Príklad reakcie
1. S jednoduchými látkami-kovmi. Predpoklad: kov musí stáť v ECHRNM pred vodíkom, pretože kovy stojace po vodíku ho nedokážu vytesniť zo zloženia kyselín. V dôsledku reakcie vždy vzniká vodík vo forme plynu a soli.
2. So základňami. Výsledkom reakcie je soľ a voda. Takéto reakcie silných kyselín s alkáliami sa nazývajú neutralizačné reakcie.	Akákoľvek kyselina (silná) + rozpustná zásada = soľ a voda
3. S amfotérnymi hydroxidmi. Zrátané a podčiarknuté: soľ a voda.	2HNO2 + hydroxid berýlium \u003d Be (NO 2) 2 (stredná soľ) + 2H20
4. So zásaditými oxidmi. Výsledok: voda, soľ.	2HCL + FeO = chlorid železitý + H20
5. S amfotérnymi oxidmi. Konečný efekt: soľ a voda.	2HI + ZnO = ZnI2 + H20
6. So soľami tvorenými slabšími kyselinami. Konečný efekt: soľ a slabá kyselina.	2HBr + MgC03 = bromid horečnatý + H20 + C02

Pri interakcii s kovmi nereagujú všetky kyseliny rovnakým spôsobom. Chémia (9. ročník) v škole zahŕňa veľmi plytké štúdium takýchto reakcií, avšak aj na tejto úrovni sa pri interakcii s kovmi zohľadňujú špecifické vlastnosti koncentrovanej kyseliny dusičnej a sírovej.

Hydroxidy: alkálie, amfotérne a nerozpustné zásady

Oxidy, soli, zásady, kyseliny - všetky tieto triedy látok majú spoločné chemickej povahy, čo sa vysvetľuje štruktúrou kryštálovej mriežky, ako aj vzájomným vplyvom atómov v zložení molekúl. Ak však pre oxidy bolo možné poskytnúť veľmi špecifickú definíciu, potom pre kyseliny a zásady je to ťažšie.

Rovnako ako kyseliny sú podľa ED teórie zásady látky, ktoré sa môžu vo vodnom roztoku rozložiť na kovové katióny Me n + a anióny hydroxoskupín OH -.

• Rozpustné alebo alkalické (silné zásady, ktoré sa menia Tvorené kovmi skupín I, II. Príklad: KOH, NaOH, LiOH (to znamená, že sa berú do úvahy prvky iba hlavných podskupín);
• Mierne rozpustný alebo nerozpustný (stredne silný, nemeňte farbu indikátorov). Príklad: hydroxid horečnatý, železo (II), (III) a iné.
• Molekulárne (slabé zásady, vo vodnom prostredí sa reverzibilne disociujú na ióny-molekuly). Príklad: N 2 H 4, amíny, amoniak.
• Amfotérne hydroxidy (vykazujú dvojité vlastnosti zásaditá-kyselina). Príklad: berýlium, zinok atď.

Každá zastúpená skupina je študovaná v školskom chemickom kurze v sekcii „Základy“. Chémia ročníkov 8-9 zahŕňa podrobné štúdium alkálií a ťažko rozpustných zlúčenín.

Hlavné charakteristické vlastnosti báz

Všetky alkálie a ťažko rozpustné zlúčeniny sa v prírode nachádzajú v pevnom kryštalickom stave. Zároveň sú ich teploty topenia spravidla nízke a zle rozpustné hydroxidy sa zahrievaním rozkladajú. Základná farba je iná. Ak sú alkálie biele, potom môžu mať kryštály ťažko rozpustných a molekulárnych zásad veľmi rozdielnu farbu. Rozpustnosť väčšiny zlúčenín tejto triedy je možné vidieť v tabuľke, ktorá uvádza vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí, ukazuje ich rozpustnosť.

Alkálie sú schopné meniť farbu indikátorov nasledovne: fenolftaleín - malina, metyl oranžová - žltá. Toto je zabezpečené voľnou prítomnosťou hydroxoskupín v roztoku. To je dôvod, prečo málo rozpustné zásady nespôsobujú takúto reakciu.

Chemické vlastnosti každej skupiny zásad sú odlišné.

Chemické vlastnosti
alkálie	ťažko rozpustné zásady	Amfotérne hydroxidy
I. Interakcia s KO (celkom - soľ a voda): 2LiOH + SO3 \u003d Li2S04 + voda II. Interakcia s kyselinami (soľ a voda): konvenčné neutralizačné reakcie (pozri kyseliny) III. Interakcia s AO za vzniku hydroxokomplexu soli a vody: 2NaOH + Me + nO \u003d Na2Me + n02 + H20 alebo Na2 IV. Interakcia s amfotérnymi hydroxidmi za vzniku hydroxokomplexných solí: To isté ako pri AO, len bez vody V. Interakcia s rozpustnými soľami za vzniku nerozpustných hydroxidov a solí: 3CsOH + chlorid železitý = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Interakcia so zinkom a hliníkom vo vodnom roztoku za vzniku solí a vodíka: 2RbOH + 2Al + voda = komplex s hydroxidovým iónom 2Rb + 3H 2	I. Pri zahrievaní sa môžu rozkladať: nerozpustný hydroxid = oxid + voda II. Reakcie s kyselinami (celkom: soľ a voda): Fe(OH)2 + 2HBr = FeBr2 + voda III. Interakcia s KO: Me + n (OH) n + KO \u003d soľ + H20	I. Reakcia s kyselinami za vzniku soli a vody: (II) + 2HBr = CuBr2 + voda II. Reakcia s alkáliami: výsledok - soľ a voda (podmienka: fúzia) Zn(OH)2 + 2CsOH \u003d soľ + 2H20 III. Reagujú so silnými hydroxidmi: výsledkom sú soli, ak reakcia prebieha vo vodnom roztoku: Cr(OH)3 + 3RbOH = Rb3

Toto sú najchemickejšie vlastnosti, ktoré zásady vykazujú. Chémia zásad je celkom jednoduchá a poslúcha všeobecné vzory všetky anorganické zlúčeniny.

Trieda anorganických solí. Klasifikácia, fyzikálne vlastnosti

Na základe ustanovení ED možno soli nazývať anorganické zlúčeniny, ktoré sa vo vodnom roztoku disociujú na katióny kovov Me + n a anióny zvyškov kyselín An n-. Soľ si teda viete predstaviť. Chémia poskytuje viac ako jednu definíciu, ale táto je najpresnejšia.

Zároveň sa podľa ich chemickej povahy všetky soli delia na:

• Kyslé (obsahujúce vodíkový katión). Príklad: NaHS04.
• Zásadité (s hydroxoskupinou). Príklad: MgOHNO3, FeOHCL2.
• Stredná (pozostáva len z katiónu kovu a zvyškov kyseliny). Príklad: NaCL, CaSO 4.
• Dvojité (zahŕňajú dva rôzne kovové katióny). Príklad: NaAl(SO 4) 3.
• Komplex (hydroxokomplexy, aquakomplexy a iné). Príklad: K 2 .

Vzorce solí odrážajú ich chemickú povahu a hovoria aj o kvalitatívnom a kvantitatívnom zložení molekuly.

Oxidy, soli, zásady, kyseliny majú rôznu rozpustnosť, čo je možné vidieť v príslušnej tabuľke.

Ak hovoríme o stave agregácie solí, musíte si všimnúť ich jednotnosť. Existujú iba v pevnom, kryštalickom alebo práškovom stave. Farebná schéma je dosť rôznorodá. Roztoky komplexných solí majú spravidla jasné nasýtené farby.

Chemické interakcie pre triedu stredných solí

Majú podobné chemické vlastnosti zásad, kyselín, solí. Oxidy, ako sme už uvažovali, sa od nich v tomto faktore trochu líšia.

Celkovo možno pre stredné soli rozlíšiť 4 hlavné typy interakcií.

I. Interakcia s kyselinami (iba silnými z hľadiska ED) s tvorbou ďalšej soli a slabej kyseliny:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcie s rozpustnými hydroxidmi s výskytom solí a nerozpustných zásad:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 rozpustná soľ + Cu(OH) 2 nerozpustná zásada

III. Interakcia s inou rozpustnou soľou za vzniku nerozpustnej soli a rozpustnej soli:

PbCL2 + Na2S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcie s kovmi naľavo od toho, ktorý tvorí soľ v EHRNM. V tomto prípade by kov vstupujúci do reakcie nemal za normálnych podmienok interagovať s vodou:

Mg + 2AgCL = MgCL2 + 2Ag

Toto sú hlavné typy interakcií, ktoré sú charakteristické pre stredné soli. O špecifickosti prejavovaných chemických vlastností hovoria vzorce komplexných, zásaditých, podvojných a kyslých solí.

Vzorce oxidov, zásad, kyselín, solí odrážajú chemickú povahu všetkých predstaviteľov týchto tried anorganických zlúčenín a navyše poskytujú predstavu o názve látky a jej fyzikálne vlastnosti. Ich písaniu by sa preto mala venovať osobitná pozornosť. Obrovské množstvo zlúčenín nám ponúka všeobecne úžasnú vedu – chémiu. Oxidy, zásady, kyseliny, soli - to je len časť z obrovskej rozmanitosti.

Všeobecný vzorec oxidov: E x O y

Kyslík má druhú najvyššiu hodnotu elektronegativity (po fluóre), preto väčšina zlúčenín chemických prvkov s kyslíkom sú oxidy.

Oxidy tvoriace soli zahŕňajú tie oxidy, ktoré sú schopné reagovať s kyselinami alebo zásadami za vzniku zodpovedajúcej soli a vody. Oxidy tvoriace soli zahŕňajú:

• zásadité oxidy, ktoré zvyčajne tvoria kovy s oxidačným stavom +1, +2. Reagujte s kyselinami, kyslými oxidmi, amfotérnymi oxidmi, vodou (iba oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín). Základný oxidový prvok sa vo výslednej soli stáva katiónom. Na2O, CaO, MgO, CuO.
• kyslých oxidov- oxidy nekovov, ako aj kovov v oxidačnom stave od +5 do +7. Reagovať s vodou, s alkáliami, so zásaditými oxidmi, s amfotérnymi oxidmi. Prvok kyslého oxidu je súčasťou aniónu výslednej soli. Mn207, Cr03, SO3, N205.
• amfotérne oxidy, ktoré tvoria kovy s oxidačným stavom +3 až +5 (k amfotérnym oxidom patrí aj BeO, ZnO, PbO, SnO). Reagujte s kyselinami, zásadami, kyslými a zásaditými oxidmi.

Nesolitvorné oxidy neinteragujú ani s kyselinami, ani s bázami, netvoria sa. N20, NO, CO, SiO.

Podľa nomenklatúry IUPAC sú názvy oxidov tvorené slovom oxid a názvom druhého chemický prvok(s menšou elektronegativitou) v genitívnom prípade:

Oxid vápenatý - CaO.

Ak je prvok schopný tvoriť niekoľko oxidov, ich názvy by mali označovať stupeň oxidácie prvku (rímska číslica v zátvorkách za názvom):

Fe203 - oxid železa (III);

MnO 2 - oxid manganatý (IV).

Na označenie počtu atómov prvkov obsiahnutých v molekule oxidu je povolené používať latinské predpony:

Na20 je oxid disodný;

CO je oxid uhoľnatý;

CO 2 - oxid uhličitý.

Často sa používajú aj triviálne názvy niektorých oxidov:

Príklady riešenia problémov na tému "vzorce oxidov"

PRÍKLAD 1

Úloha	Aké množstvo oxidu mangánu (IV) je potrebné na získanie 14,2 g chlóru z kyseliny chlorovodíkovej?
Riešenie	Napíšeme reakčnú rovnicu: Podľa reakčnej rovnice Poďme zistiť množstvo látky: Vypočítajte hmotnosť oxidu mangánu (IV):
Odpoveď	Je potrebné vziať 17,4 g oxidu mangánu (IV).

PRÍKLAD 2

Úloha	Pri oxidácii 16,74 g dvojmocného kovu vzniklo 21,54 g oxidu. Identifikujte kov a vypočítajte ekvivalentné hmotnosti kovu a jeho oxidu.
Riešenie	Hmotnosť kyslíka v oxide kovu je:

Dnes začíname naše oboznámenie sa s najdôležitejšími triedami anorganických zlúčenín. Anorganické látky sa podľa zloženia delia, ako už viete, na jednoduché a zložité.

OXID	KYSELINA	BASE	SOĽ
E x O y	HnA A - zvyšok kyseliny	ja (OH)b OH - hydroxylová skupina	Ja n A b

Komplexné anorganické látky sú rozdelené do štyroch tried: oxidy, kyseliny, zásady, soli. Začneme triedou oxidov.

OXIDY

oxidy - sú to zložité látky pozostávajúce z dvoch chemických prvkov, z ktorých jeden je kyslík, s mocenstvom rovným 2. Len jeden chemický prvok - fluór, zlúčený s kyslíkom, netvorí oxid, ale fluorid kyslíka OF 2.
Nazývajú sa jednoducho - "oxid + názov prvku" (pozri tabuľku). Ak je valencia chemického prvku premenlivá, potom je označená rímskou číslicou v zátvorkách za názvom chemického prvku.

Vzorec	názov	Vzorec	názov
	oxid uhoľnatý (II)	Fe203	oxid železitý
	oxid dusnatý (II)	CrO3	oxid chrómový (VI).
Al203	oxid hlinitý		oxid zinočnatý
N205	oxid dusnatý (V)	Mn207	oxid mangánu (VII).

Klasifikácia oxidov

Všetky oxidy možno rozdeliť do dvoch skupín: soľotvorné (zásadité, kyslé, amfotérne) a nesoliace alebo indiferentné.

oxidy kovov Ja x O y			Oxidy nekovov neMe x O y
Hlavné	Kyslé	Amfoterný	Kyslé	Ľahostajný
I, II ja	V-VII ja	ZnO, BeO, Al 2 O 3, Fe203, Cr203	> II neMe	I, II neMe CO, NO, N20

1). Zásadité oxidy sú oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám. Hlavnými oxidmi sú oxidy kovy 1 a 2 skupiny, ako aj kovy vedľajšie podskupiny s valenciou ja A II (okrem ZnO - oxidu zinočnatého a BeO - oxid berýlium):

2). Oxidy kyselín sú oxidy, ktorým zodpovedajú kyseliny. Oxidy kyselín sú oxidy nekovov (okrem neslotvorných - ľahostajných), ako aj oxidy kovov vedľajšie podskupiny s valenciou od V predtým VII (Napríklad CrO3 je oxid chrómu (VI), Mn207 je oxid mangánu (VII):):

3). Amfotérne oxidy sú oxidy, ktoré zodpovedajú zásadám a kyselinám. Tie obsahujú oxidy kovov hlavné a vedľajšie podskupiny s valenciou III , niekedy IV ako aj zinok a berýlium (napr. BeO, ZnO, Al203, Cr203).

4). Nesolitvorné oxidy sú oxidy, ktoré sú ľahostajné voči kyselinám a zásadám. Tie obsahujú oxidy nekovov s valenciou ja A II (Napríklad N20, NO, CO).

Záver: povaha vlastností oxidov závisí predovšetkým od mocenstva prvku.

Napríklad oxidy chrómu:

CrO(II- hlavné);

Cr 2 O 3 (III- amfotérne);

CrO 3 (VII- kyselina).

Klasifikácia oxidov

(podľa rozpustnosti vo vode)

Oxidy kyselín	Zásadité oxidy	Amfotérne oxidy
Rozpustný vo vode. Výnimka - SiO 2 (nie je rozpustný vo vode)	Vo vode sa rozpúšťajú iba oxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín. (sú to kovy I "A" a II "A" skupiny, výnimka Be , Mg )	Neinteragujú s vodou. Nerozpustný vo vode

Dokončite úlohy:

1. Samostatne zapíšte chemické vzorce kyslých a zásaditých oxidov tvoriacich soľ.

NaOH, AlCl3, K20, H2S04, S03, P205, HN03, CaO, CO.

2. Látky sú dané : CaO, NaOH, CO2, H2S03, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N205, Al203, Ca(OH)2, CO2, N20, FeO, SO3, Na2S04, ZnO, CaC03, Mn207, CuO, KOH, CO, Fe(OH)3

Zapíšte si oxidy a klasifikujte ich.

Získavanie oxidov

Simulátor "Interakcia kyslíka s jednoduchými látkami"

1. Spaľovanie látok (oxidácia kyslíkom)	a) jednoduché látky Tréningový prístroj	2Mg + O2 \u003d 2MgO
	b) komplexné látky	2H2S + 3O2 \u003d 2H20 + 2SO2
2. Rozklad zložitých látok (použite tabuľku kyselín, pozri prílohy)	a) soľ SOĽt= OXID ZÁKLADNÝ + OXID KYSELINA	CaCO 3 \u003d CaO + CO 2
	b) Nerozpustné zásady ja (OH)bt= Ja x O y+ H 2 O	Cu (OH) 2 t \u003d CuO + H20
	c) kyseliny obsahujúce kyslík HnA=OXID KYSELINY + H 2 O	H2S03 \u003d H20 + SO2

Fyzikálne vlastnosti oxidov

Pri izbovej teplote väčšinu oxidov tvoria pevné látky (CaO, Fe 2 O 3 atď.), niektoré sú kvapalné (H 2 O, Cl 2 O 7 atď.) a plyny (NO, SO 2 atď.).

Chemické vlastnosti oxidov

CHEMICKÉ VLASTNOSTI ZÁKLADNÝCH OXIDOV 1. Oxid zásaditý + Oxid kyseliny \u003d Soľ (r. zlúčeniny) CaO + SO2 \u003d CaS03 2. Oxid zásaditý + kyselina \u003d soľ + H2O (r. výmena) 3 K20 + 2 H3P04 = 2 K3P04 + 3 H20 3. Zásaditý oxid + voda \u003d alkálie (r. zlúčeniny) Na20 + H20 \u003d 2 NaOH

CHEMICKÉ VLASTNOSTI OXIDOV KYSELÍN 1. Oxid kyseliny + voda \u003d kyselina (str. zlúčeniny) S O 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3, SiO 2 - nereaguje 2. Oxid kyseliny + zásada \u003d soľ + H2O (r. výmena) P2O5 + 6 KOH \u003d 2 K3P04 + 3 H20 3. Oxid zásaditý + Oxid kyseliny \u003d Soľ (str. zlúčenina) CaO + SO2 \u003d CaS03 4. Menej prchavých látok vytláča viac prchavých látok z ich solí CaC03 + Si02 \u003d CaSi03 + CO2

CHEMICKÉ VLASTNOSTI AMFOTERICKÝCH OXIDOV Interagujú s kyselinami aj zásadami. ZnO + 2 HCl = ZnCl2 + H20 ZnO + 2 NaOH + H20 \u003d Na2 [Zn (OH) 4] (v roztoku) ZnO + 2 NaOH = Na2Zn02 + H20 (keď sa spojí)

Aplikácia oxidov

Niektoré oxidy sa nerozpúšťajú vo vode, ale mnohé reagujú s vodou, aby sa spojili:

S03 + H20 \u003d H2S04

CaO + H 2 O = Ca( Oh) 2

Výsledkom sú často veľmi žiaduce a užitočné zlúčeniny. Napríklad H2SO4 je kyselina sírová, Ca (OH)2 je hasené vápno atď.

Ak sú oxidy nerozpustné vo vode, tak ľudia šikovne využívajú aj túto vlastnosť. Napríklad oxid zinočnatý ZnO je biela látka, preto sa používa na prípravu bielej olejovej farby (zinková biela). Keďže ZnO je prakticky nerozpustný vo vode, zinkovou bielou je možné natrieť akýkoľvek povrch, vrátane tých, ktoré sú vystavené atmosférickým zrážkam. Nerozpustnosť a netoxicita umožňujú použiť tento oxid pri výrobe kozmetických krémov a práškov. Lekárnici z neho vyrábajú adstringentný a sušiaci prášok na vonkajšie použitie.

Oxid titaničitý (IV) - TiO 2 má rovnaké cenné vlastnosti. Má tiež krásnu bielu farbu a vyrába sa z neho titánová biela. TiO 2 je nerozpustný nielen vo vode, ale aj v kyselinách, preto sú povlaky vyrobené z tohto oxidu obzvlášť stabilné. Tento oxid sa pridáva do plastu, aby získal bielu farbu. Je súčasťou smaltov na kovový a keramický riad.

Oxid chrómu (III) - Cr 2 O 3 - veľmi pevné kryštály tmavozelenej farby, nerozpustné vo vode. Cr 2 O 3 sa používa ako pigment (farba) pri výrobe dekoratívneho zeleného skla a keramiky. Známa pasta GOI (skratka pre názov „Štátny optický inštitút“) sa používa na brúsenie a leštenie optiky, kovov produkty v šperkárstve.

Kvôli nerozpustnosti a pevnosti oxidu chromitého sa používa aj v tlačiarenských farbách (napríklad na farbenie bankoviek). Vo všeobecnosti sa oxidy mnohých kovov používajú ako pigmenty pre širokú škálu farieb, aj keď to v žiadnom prípade nie je ich jediná aplikácia.

Úlohy na opravu

1. Samostatne zapíšte chemické vzorce kyslých a zásaditých oxidov tvoriacich soľ.

NaOH, AlCl3, K20, H2S04, S03, P205, HN03, CaO, CO.

2. Látky sú dané : CaO, NaOH, CO2, H2S03, CaCl2, FeCl3, Zn(OH)2, N205, Al203, Ca(OH)2, CO2, N20, FeO, SO3, Na2S04, ZnO, CaC03, Mn207, CuO, KOH, CO, Fe(OH)3

Vyberte si zo zoznamu: zásadité oxidy, kyslé oxidy, indiferentné oxidy, amfotérne oxidy a pomenujte ich.

3. Dokončite UCR, uveďte typ reakcie, pomenujte produkty reakcie

Na20 + H20 =

N205 + H20 =

CaO + HN03=

NaOH + P205 \u003d

K20 + CO2 \u003d

Cu (OH) 2 \u003d? +?

4. Vykonajte transformácie podľa schémy:

1) K → K20 → KOH → K2S04

2) S → SO2 → H2S03 → Na2S03

3) P → P205 → H3PO4 → K3PO4