Oxide, Salze, Basen, Säuren. Eigenschaften Oxide, Basen, Säuren, Salze

Moderne chemische Wissenschaft ist eine Vielzahl von Bereichen, und jeder von ihnen, zusätzlich zu dem theoretischen Rahmen, ist von großer praktischer Bedeutung, praktisch. Was auch immer Sie berühren, alles um sich herum – Produkte der chemischen Produktion. Die Hauptabschnitte – eine anorganische und organische Chemie. Überlegen Sie, was die wichtigsten Klassen von Verbindungen als anorganische bezeichnet, und welche Eigenschaften sie haben.

Die Hauptkategorien von anorganischen Verbindungen

Denen, akzeptiert die folgenden:

1. Oxide.
2. Salz.
3. Base.
4. Säure.

Jede der Klassen wird durch eine große Vielzahl von anorganischen Verbindungen, dargestellt und hat einen Wert praktisch in jeder Struktur der wirtschaftlichen und industriellen Tätigkeiten des Menschen. Alle wichtigen charakteristischen Eigenschaften dieser Verbindungen in der Natur und in der Schule Chemie Kurs studiert zu werden, ist obligatorisch in den Klassen 8-11.

Es gibt eine allgemeine Tabelle von Oxiden, Salzen, Basen, Säuren, die Beispiele für jede der Substanzen und deren Aggregatzustand sind, in der Natur. A zeigt auch die Wechselwirkung der chemischen Eigenschaften beschreibt. Allerdings werden wir jede der Klassen getrennt und näher betrachten.

Eine Gruppe von Verbindungen – Oxiden

Oxide – eine Klasse von anorganischen Verbindungen , bestehend aus zwei Elementen (binär), von denen ein immer O (Sauerstoff) von der unteren Oxidationsstufe -2, an zweiter Stelle in der empirischen Formel Verbindung steht. Beispiel: N ₂ O _5, CaO und so weiter.

Die Oxide sind wie folgt eingeteilt.

I. Nesoleobrazuyuschie – ist nicht in der Lage zur Bildung von Salzen.

II. Salzbildende – in der Lage sind Salze (mit den Basen, amphoteren Verbindungen miteinander Säuren) bildet.

1. Säure – wenn sie in Wasser gegeben Säuren zu bilden. Nichtmetalle oft gebildet oder Metalle mit einem hohen CO (Oxidation).
2. Key – Form Basis am Wasser eintritt. Metallelement gebildet.
3. Amphotere – Säure-Base-Doppelnatur zeigt, die durch die Reaktionsbedingungen bestimmt wird. Gebildetes Übergangsmetall.
4. Mixed – oft Salze beziehen und geformte Elemente in mehreren Oxidationsstufen.

Höhere oxide – ein Oxid, wobei das Formelement in dem maximalen Oxidationszustand ist. Beispiel: Te ^_6. Für Tellur maximalen Oxidationszustand +6, bedeutet der TeO ₃ – höheres Oxid für dieses Element. Das Periodensystem der Elemente für jede Gruppe unterzeichnete allgemeine Summenformel das obere Oxid für alle Elemente in der Gruppe zeigt, sondern nur die Hauptuntergruppe. Zum Beispiel kann eine erste Gruppe von Elementen (Alkalimetall) eine Formel der Form R ₂ O, die , daß solche Formel ist höher alle Elemente der Hauptuntergruppe dieser Gruppe zeigt Oxid haben würden. Beispiel: Rb ₂ O, Cs ₂ O und so weiter.

so erhält man das entsprechende Hydroxid Bei höheren Oxid in Wasser gelöst (Alkali, Säure oder amphotere hydroxid).

Eigenschaften Oxide

Oxide kann bei normalen Bedingungen in jedem Aggregatzustand vorliegen. Die meisten von ihnen sind in einer festen kristallinen oder Pulverform (CaO, SiO ₂₎ Einige CO (Säure Oxide) in Form von Flüssigkeiten (Mn ₂ O ₇₎ und Gas gefunden (NO, NO _2). Dies ist aufgrund der Kristallgitterstruktur. Daher ist die Differenz der Siedepunkte und Schmelzpunkte , die unter den verschiedenen Vertretern von -272 ⁰ C auf 70-80 ⁰ C (und manchmal höher) variieren. Die Löslichkeit in Wasser variiert.

1. Lösliche – basische Metalloxide, wie Alkali-, Erdalkali- bekannt, und alle andere Säure als Siliciumoxid (IV).
2. Unlöslich – amphotere Oxide, alle andere grundlegende und SiO _2.

Welche Oxide reagieren?

Oxide, Salze, Basen, Säuren zeigen ähnliche Eigenschaften. Allgemeine Eigenschaften von fast allen Oxide (außer nesoleobrazuyuschih) – diese Fähigkeit als Folge der spezifischen Wechselwirkungen verschiedener Salze zu bilden. Jedoch für jede Gruppe von Oxiden typisch ihre spezifischen chemischen Eigenschaften Reflexionseigenschaften.

Jede obere Oxid als Metall gebildet und Nichtmetall, gelöst in Wasser, gibt eine starke Säure oder Alkali.

Organische Säuren und anorganische

In der klassischen Schall (basierend auf Positionen ED – elektrolytischen Dissoziation – Svante Arrhenius – Säure) – diese Verbindung in einem wässrigen Medium , das H ⁺ -Kationen und Anionen Säurereste Einen dissoziieren ^-. Heute jedoch sorgfältig studiert Säure und unter wasserfreien Bedingungen, so gibt es viele verschiedene Theorien, Hydroxiden.

Empirische Formel Oxide, Basen, Säuren, Salze hinzugefügt nur der Symbole Elemente und Indizes als Anzeige für ihre Zahl in den Stoff. Beispielsweise anorganische Säuren , die durch die Formel H ⁺ Säurerest ^{n- ausgedrückt.} Organische Substanzen haben unterschiedliche theoretische Mapping. Neben empirischem kann voll und kondensierte Strukturformel, um sie geschrieben werden, die nicht nur die Zusammensetzung und die Menge der Moleküle reflektieren, aber die Reihenfolge der Anordnung von Atomen, deren Beziehung zueinander und eine Hauptfunktionsgruppe für Carbonsäuren -COOH.

In allen anorganischen Substanzen sind Säuren in zwei Gruppen eingeteilt:

• anoxischen – HBr, HCN, HCL und andere;
• Sauerstoff (Oxosäuren) – HClO ₃ und alle , wo es Sauerstoff.

Auch anorganische Säuren klassifizierten durch die Stabilität (stabil oder stabil – alle außer Kohlensäure und schweflige, flüchtig oder instabil – und schwefelhaltiger Kohle). Durch die Kraft der starken Säuren sein kann: Schwefel-, Salz-, Salpeter-, Perchlor-, und andere, sowie schwache: Schwefelwasserstoff, das hypochlorige und andere.

Es ist nicht so eine Vielzahl von Angeboten der organischen Chemie. Die Säuren , die organische Natur sind, sind Carbonsäuren. Ihr gemeinsames Merkmal – die Anwesenheit der funktionellen Gruppe COOH. Zum Beispiel HCOOH (Ameisensäure), _{CH 3} COOH (Essigsäure), C ₁₇ H ₃₅ COOH (Stearinsäure) und andere.

Es gibt eine Reihe von Säuren, die besonders vorsichtig fokussiert, wenn dieses Thema im Laufe der Schule Chemie betrachten.

1. Salz.
2. Salpeter-.
3. Phosphor.
4. Hydrobromic.
5. Kohle.
6. Iodwasserstoffsäure.
7. Schwefel.
8. Essigsäure oder Ethan.
9. Butan oder Öl.
10. Benzoic.

10 Diese Säuren sind grundlegende Chemie Stoffe der Klasse in einer Schule Kurs entsprechen, und in der Regel in der Industrie und Synthesen.

Eigenschaften von anorganischen Säuren

Die wichtigsten physikalischen Eigenschaften müssen in erster Linie einen anderen Aggregatzustand zurückgeführt werden. Tatsächlich gibt es eine Reihe von Säuren die Form von Kristallen oder Pulvern (Bor-, Phosphor-) unter herkömmlichen Bedingungen aufweisen. Die überwiegende Mehrheit der bekannten anorganischen Säuren ist eine andere Flüssigkeit. Siede- und Schmelztemperaturen auch variieren.

Säure kann schwere Verbrennungen verursachen, da sie eine Kraft zu zerstören organische Gewebe und Haut haben. Für den Nachweis von Säuren Indikatoren verwendet:

• Methylorange (in der gewohnten Umgebung – orange in acid – rot)
• Litmus (in neutral – in violet acid – rot) oder andere.

Die wichtigsten chemischen Eigenschaften umfassen die Fähigkeit, sowohl einfache als auch komplexe Verbindungen zu interagieren.

Wenn die Interaktion mit Metallen reagiert in ähnlicher Weise alle Säuren nicht. Chemicals (Typ 9) in der Schule beinhaltet sehr flachen Untersuchung solcher Reaktionen, aber, und bei einem solchen Niveau spezifischen Eigenschaften von konzentrierter Salpetersäure und Schwefelsäure in Betracht gezogen, durch Reaktion mit Metallen.

Hydroxiden: Alkali, und die unlöslichen amphoteren Basen

Oxide, Salze, Basen, Säuren – all dieser Substanzklassen haben eine gemeinsame chemische Natur der Kristallgitterstruktur erläutert, und die gegenseitige Beeinflussung der Atome in den Molekülen. Allerdings, wenn es möglich war, eine sehr spezifische Definition für das Oxid zu geben, dann die Säure und Base, es zu tun härter.

Me ^{n +} und Anionen so wie Säuren, Basen auf der Theorie des ED sind Stoffe, die mit Metallkationen in einer wäßrigen Lösung zerfall gidroksogrupp OH ^-.

Geteilt durch die Basiskategorie wie folgt dar:

• Lösliche oder Alkali (starke Indikatoren Grundfarbe zu ändern). Geformtes Metall I, II-Gruppen. Beispiel: KOH, NaOH, LiOH (d.h. nur Hauptgruppenelemente aufgezeichnet);
• Schlecht löslich oder unlöslich (mittlere Stärke, verändert nicht die Farbe der Indikatoren). Beispiel: Magnesiumhydroxid, Eisen (II), (III) und andere.
• Molecular (schwache Base in einem wässrigen Medium dissoziieren reversibel in Ionen-Molekül). Beispiel: N ₂ H _4, Amine, Ammoniak.
• Amphotere Hydroxiden (dual Exhibit Base-Säure-Eigenschaften). Beispiel: Aluminiumhydroxid, Beryllium, Zink und so weiter.

Jede Gruppe präsentierte in der Schule Verlauf der Chemie in den „Anlagen“ untersucht. Chemie Klasse 8-9 beinhaltet detaillierte Untersuchung der leicht löslichen Verbindungen und Alkalien.

Die wesentlichen charakteristischen Merkmale der Gründe

Alle Alkali und lösliche Verbindungen in der Natur im festen kristallinen Zustand gefunden. Die Schmelztemperatur der in der Regel gering und schlecht löslichen Hydroxiden zersetzen, wenn sie erhitzt. Farbe verschiedene Gründe. Wenn Alkali weiße Kristalle der schlecht löslichen und molekularen Grundlagen können aus sehr unterschiedlichen Farben sein. Die Löslichkeit der meisten Verbindungen dieser Klasse sind der Tabelle zu sehen ist, die die Formel Oxide, Basen präsentiert, Säuren, Salze, ist ihre Löslichkeit gezeigt.

Laugen können die Farbe der Indikatoren wie folgt ändern: Phenolphthalein – Purpur, Orange Methyl – gelb. Dies wird durch die Anwesenheit gidroksogrupp frei in Lösung gewährleistet. Es ist daher schwer lösliche Base solche Reaktionen nicht geben.

Die chemischen Eigenschaften jeder Gruppe von verschiedenen Basen.

Dies ist vor allem der chemischen Eigenschaften dieser Anzeige-Basis. Chemie Basen ist einfach und folgt den allgemeinen Gesetzen der anorganischen Verbindungen.

Klasse anorganische Salze. Klassifizierung, die physikalischen Eigenschaften

Basierend auf der Position ED, können anorganische Salze Verbindungen in wässriger Lösung erwähnt werden , um Metall – Kationen dissoziiert Me ^{n +} und Anionen Anionen An ^n-. So kann man das Salz vorstellen. Bestimmung der chemischen bietet nicht nur einen, aber das ist die genaueste.

In diesem Fall nach ihrer chemischen Natur, sind alle Salze unterteilt in:

• Sauer (mit Kationen von Wasserstoff). Beispiel: NaHSO _4.
  
• Key (erhältlich als Teil gidroksogrupp). Beispiel: MgOHNO _3, FeOHCL _2.
• Durchschnitt (nur aus einem Metallkation und einem Säurerest zusammengesetzt). Beispiel: NaCl, CaSO _4.
• Dual (umfassen zwei verschiedene Metallkation). BEISPIEL: NaAl (SO _{4) 3.}
• Komplex (Hydroxo, Aqua-Komplexe und andere). Beispiel: K ₂ [Fe (CN) _4].

Formel Salze beziehen sich auf deren chemische Natur, sowie Diskussion über die qualitative und quantitative Zusammensetzung des Moleküls.

Oxide, Salze, Basen, Säuren haben unterschiedliche Fähigkeiten, um die Löslichkeit, die in der jeweiligen Tabelle angezeigt werden kann.

Wenn wir über den Zustand der Aggregation von Salzen zu sprechen, ist es notwendig, ihre Monotonie zu beobachten. Sie existieren nur in der festen, kristallinen oder Pulverform. Die Farbpalette ist sehr vielfältig. Die Lösungen von komplexen Salze haben in der Regel helle gesättigte Farben.

Chemische Wechselwirkung Klasse Salzmedium

Haben ähnliche chemische Eigenschaften der Basis, Säuresalze. Oxide, wie wir bereits besprochen haben, unterscheiden sich etwas von ihnen auf diesen Faktor.

Alle können vier grundlegende Typen von Wechselwirkungen für mittlere Salze identifiziert werden.

I. Wechselwirkungen mit Säuren (nur stark in Bezug auf die ED) ein anderes Salz und eine schwache Säure zu bilden:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reaktionen mit Hydroxiden mit dem Auftreten von löslichen Salzen und unlöslichen Basen:

CuSO ₄ + 2LiOH = 2LiSO _{lösliches Salz 4} + Cu (OH) _{2 unlöslicher Grund}

III. Wechselwirkungen mit anderen löslichen Salzes ein unlösliches und lösliche Salze zu bilden:

PbCl ₂ + Na ₂ S = PbS + 2NaCl

IV. Reaktionen mit Metall, in der linken EHRNM gegenüber, die ein Salz bildet. In diesem Fall wird das ankommende Metall bei normalen Bedingungen der Reaktion mit Wasser nicht reagieren müssen:

Mg + 2AgCl = MgCl ₂ + 2 Ag

Dies sind die wichtigsten Arten von Wechselwirkungen, die charakteristisch für normale Salze sind. Formel-Komplexsalze, basische, saure und Doppel sprechen für sich über die Spezifität zeigten chemische Eigenschaften.

Formel Oxide, Basen, Säuren, Salze beziehen sich die chemische Natur aller Vertreter dieser Klassen von anorganischen Verbindungen, und darüber hinaus geben eine Vorstellung des Titelmaterials und dessen physikalischen Eigenschaften. Daher sollte ihr Schreiben besondere Aufmerksamkeit widmen. Eine große Vielfalt an Verbindungen in der Regel bietet uns eine erstaunliche Wissenschaft – Chemie. Oxide, Säuren, Salze – ist nur ein Teil der immensen Vielfalt.