kaasaegse keemia on väga erinevates sektorites, ja igaüks neist on lisaks teoreetilisele raamistikule on suure praktilise tähtsusega, praktiline.Mida iganes sa puudutada kogu - keemiatööstuse toodangu.Pääosiot - see on anorgaaniliste ja orgaaniliste keemiat.Mõtle, mida põhiklassi anorgaaniliste ainete kuuluvad ja millised omadused neil.
põhikategooriad anorgaanilised ühendid
Neile vastu järgmised:
- oksiidid.
- soolad.
- põhjused.
- happed.
Iga klass on esindatud mitmesuguseid ühendeid anorgaaniliste olemus ja väärtus on peaaegu iga struktuuri majanduslikku ja tööstuslikku tegevust mees.Kõik suuremad funktsioone, mis on omane nende ühendite olla looduses ja saada õpetatakse koolis keemiat muidugi kohustuslik klassid 8-11.
on ühise laua taha oksiidid, soolad, alused, happed, mis on näited iga ainete ning nende oleku, olles looduses.Ja näitab ka suhteid, mis kirjeldavad keemilised omadused.Me leiame siiski, iga klassi kohta eraldi ja põhjalikumalt.
ühendite rühm - oksiidid
oksiidid - klassi anorgaanilised ühendid, mis koosneb kahest komponendist (binaarsed), millest üks on alati O (hapnik) alumise oksüdatsiooniaste -2, mis seisab teisel kohal empiiriline valem aine.Näide: N2O5, CaO ja nii edasi.
oksiidid liigitatakse järgmiselt.
I. Nesoleobrazuyuschie - ole võimelised moodustama sooli.
II.Soolamoodustajateks - võivad moodustada sooli (alustega, amfoteersed ühendid üksteisega happed).
- Acid - kontaktis veega moodustades happe.Moodustati mittemetallide või metallide sageli kõrge CO (oksüdeerunud olekusse).
- Key - kontaktis veega, et moodustada alusega.Moodustati metallist elemente.
- amfoteersetele - näitab happe-aluse kahetist, mis on määratud reaktsiooni tingimused.Moodustati siirdemetallid.
- Mixed - viitavad sageli soolad ja elemendid on moodustatud mitu oksüdatsioonitasemetega.
kõrgem oksiidid - see oksiid, kus teeniv element on maksimaalne oksüdatsiooniaste.Näide: Te + 6.Sest telluuri maksimaalne määr oksüdatsiooni +6 tähendab TeO3 - suurem oksiidid selle objekt.Kui perioodilise tabeli elemente iga grupi allkirjastatud üldine empiiriline valem kajastab suurem oksiidid kõik elemendid, mis on selle rühma, kuid ainult põhirühma.Näiteks esimese grupi elemendid (leelismetallid) peaksid valemiga R2O vormis, mis tähendab, et kõik elemendid peamisi alarühma selles rühmas on suuremad sedalaadi oksiid-.Näide: Rb2O, Cs2O ja nii edasi.
Kui vees lahustunud, seda suurem oksiid, saame vastava hüdroksiid (leelis, hape või amfoteersetele hüdroksiid).
Fookuses oksiidid
oksiidid ei ole kõikides riikides koondamise tavatingimustes.Enamik neist on tahkes kristalne või pulbri kujul (CaO, SiO2), mõned CO (happe oksiidid) leitud vormis vedelikud (Mn2O7) ja gaasid (NO, NO2).See on tingitud struktuuri kristallvõre.Seega vahe keemistemperatuur ja sulamistemperatuuri, mis varieeruvad erinevate esindajad -2720S kuni + 70-800S (mõnikord rohkem).Vees lahustuvus sõltub.
- lahustuvad - põhi metallioksiidid, tuntud leeliste, leelismuldmetallid ja kõik happe va ränioksiidi (IV).
- lahustu - amfoteersed oksiidid, kõik muud põhi- ja SiO2.
Mis oksiidid reageerivad?
oksiidid, soolad, alused, happed on sarnased omadused.Üldised omadused peaaegu kõik oksiidid (va nesoleobrazuyuschih) - seda võimet tulemusena spetsfiilised moodustamaks erinevaid soolasid.Kuid iga grupi puhul oksiidid, iseloomustati nende konkreetsete keemilised omadused peegeldades omadused.
| Basic oksiidid - GS | Happelised oksiidid - KO | Dual (amfoteerne) oksiidid - JSC | oksiidid, mis ei moodusta soolasid |
| 1.Reaktsioonid veega: moodustamine leelised (oksiidid leelise ja leelismuldmetallid) Fr2O + vesi = 2FrOH 2. Reaktsioonid hapete: Soolade ja vee hape + Me + Ei = H2O + Salt 3. Reaktsioon CO, soolade moodustamine ja vee liitiumoksiidi + lämmastikoksiidi (V) = 2LiNO3 4. reaktsioonide tulemusena, mille elemendid muutuvad Me + ei + C = Me0 + CO | 1. reaktiiv vesi: Haridushapped (SiO2 arvatud) CO + vesi = hape 2. Reaktsioonid alused: CO2 + 2CsOH = Cs2CO3 + H2O 3. Reaktsioonid põhi oksiidid: soola moodustumise P2O5 + 3MnO = MN3 (PO3)2 4. Reaktsioonid ÜLEKIRJUTAMINE: CO2 + 2Ca = C + 2CaO, | Väljendatud dual omadused suhelda põhimõttel happe-aluse meetod (hapete, leeliste, põhi oksiidid, happe oksiidid).Kuna vesi ei satuks suhtlemist. 1. hape: Soolade ja vee AO + Hape = G + N2O 2. alused (leelised): hariduse hydroxycomplexes Al2O3 + LiOH + vesi = Li [Al (OH) 4] 3. Reaktsioonid hapete oksiidid: saada soolad FeO + SO2 = FeSO3 4. Reaktsioonid GS: soola moodustumise, fusion MnO + Rb2O = double soola Rb2MnO2 5. sünteesireaktsioonid leelistega ja leelismetallide:soola moodustumise Al2O3 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H2O | ole kas happelise või leeliselise.Näita kitsalt spetsiifilised omadused. |
Iga top oxide moodustatud metallist ja nonmetal, lahustatakse vees, annab tugeva happe või leelise.
orgaanilised happed ja anorgaaniline
Klassikalises kõneleja (põhineb seisukohti ED - elektrolüütiline dissotsiatsioon - Svante Arrhenius acid) - see ühend vesikeskkonnas lahutada H + katioonid ja anioonid Los- happe jäägid.Täna aga hoolikalt uuritud happe ja veevaba tingimused, et seal on palju erinevaid teooriaid hüdroksiidid.
Empiiriline valem oksiidid, happed, soolad lisatakse vaid tegelased, esemed ja indeks, mis näitab nende arv aines.Näiteks anorgaanilised happed väljendatud valemiga H + happejääk n-.Orgaanilised ained on rohkem teoreetiline kaardistamine.Lisaks empiiriline, nad saavad kirjutada nimed ja akronüümid struktuurivalem mis kajastab mitte ainult koostist ja kogust molekulide, aga ka järjekorras aatomitega, nende ühendamine omavahel ja peamine funktsionaalne rühm karboksüülhappefunktsionaalrühma COOH.
Kõigil anorgaaniliste ainete happed jagunevad kahte rühma:
- anoxic - HBr, HCN, HCL ja teised;
- hapnik (okso happed) - HClO3 kõik, kus on hapnik.
ka anorgaaniliste hapete klassifitseeritakse vastavalt stabiilsuse (stabiilne või stabiilne - välja arvatud söe ja väävlit, lenduvad või ebastabiilne - süsi ja väävel).By jõudu tugevad happed võivad olla: väävel-, sool-, lämmastik-, perkloor- ja teised, samuti nõrk: vesiniksulfiidi, hüpoklooris- ja teised.
Pole sellist sorti pakub orgaaniline keemia.Happed, mida on orgaanilised looduses, sisaldavad karboksüülhapped.Nende ühine omadus - juuresolekul funktsionaalne rühm COOH.Näiteks HCOOH (metaanhape) CH3COOH (äädikhape) S17N35SOON (stearhape) ja teised.
On mitmeid happeid, mis hoolikalt rõhutab arvestamine teema koolis keemia kursus.
- Salt.
- lämmastikhape.
- Phosphoric.
- vesinikbromiidhape.
- Söe-.
- hüdrojood-.
- Serna.
- Äädikhape või etaan.
- butaani või õli.
- bensoehape.
andmed 10 happed on põhilised keemilised ained vastava klassi koolis muidugi ja kogu tööstuse ja sünteesi.
omadused anorgaaniliste hapete
peamised füüsikalised omadused tuleb omistada ennekõike erinevate riigiasutuste koondamise.Lõppude lõpuks, on olemas mitmeid hapete millel kristallidena või pulbrite (boorhape, fosfor-) normaaltingimustel.Valdav enamus tuntud anorgaanilised happed on erineva vedelikuga.Keemispunkt ja sulamine ka erineda.
hape võib põhjustada tõsiseid põletushaavu, kui neil on võim hävitab orgaanilisi kudede ja naha.Avastamiseks kasutatavad happed näitajad:
- Metüüloranž (tavaline keskmise - oranž happed - punane),
- lakmus (neutraalne - violetne acid - punane) või mõni muu.
Olulisemad keemilised omadused on võime suhelda nii lihtne ja keeruline aineid.
| Mis suhelda | näiteks reaktsiooni |
| 1. Lihtsate materjalide metalle.Eeldused: metall peab olema EHRNM et vesinikku metallide, seistes pärast vesinikku, ei suuda tõrjuda teda hape.Reaktsioon kuju alati vormis gaasilise vesiniku ja sool. | HCL + AL = alumiiniumkloriidiga + H2 |
| 2. alused.Tulemuseks reaktsiooni on soolast ja veest.Sarnased reaktsioonid tugevad happed, leelised nimetatakse neutraliseerimiseks. | Iga happe (tugev) + = baasi lahustuva soola ja vee |
| 3. amfoteersetele hüdroksiidid.Tulemus: sool ja vesi. | 2HNO2 + berüllium hüdroksiid = Ole (NO2) 2 (keskmine sool) + 2H2O |
| 4. põhilised oksiidid.Bottom line: vesi, sool. | 2HCl + FeO = kloriidi, raud (II) + H2O |
| 5. amfoteersetele oksiidid.Lõplik mõju: sool ja vesi. | 2HI + ZnO = Znl2 + H2O |
| 6. Mis soolade nõrgemad happed.Lõplik mõju: soola ja nõrk hape. | 2HBr + MgCO3 = magneesiumbromiidi + H2O + CO2 |
Suhtlemist metallid, mitte kõik reageerivad sama hapet.Keemia (hinne 9) koolis hõlmab väga madalas uuringu selliste reaktsioonide siiski, ja sellisel tasemel peetakse eriomadused kontsentreeritud lämmastikhappe ja väävelhappe reageerides metallidega.
hüdroksiidid: leelise, amfoteersed ja lahustumatu aluse
oksiidid, soolad, alused, happed - kõik need ühendite klassis üldisest keemilisest olemusest, selgitab struktuuri kristallvõre ja vastastikuse mõju aatomite molekule.Kui aga oksiidide võiks anda väga erimääratluse jaoks on happed ja alused seda raskem.
Nii nagu happed, alused teooriat ED ained on võimelised murenevad vesilahuse Leelismetallikatioonide ja anioonide Men + OH- gidroksogrupp.
liigitada baasi järgmiselt:
- lahustuvad või leelise (tugevad alused, muutuva värviga näitajad).Metal-moodustati I, II rühma.Näide: KOH, NaOH, LiOH (st elemente arvestatakse ainult peamine rühm);
- halvasti lahustuv või lahustumatu (keskmise tugevusega, ei muuda värvi indikaator).Näide: magneesiumhüdroksiid, raud (II), (III), ja teised.Molecular
- (nõrk alus vesikeskkonnas pöörduvalt lahutada ioonideks, molekulid).Näide: N2H4, amiinid, ammoniaaki.
- amfoteersetele hüdroksiidid (eksponeerida dual happe-aluse omadused).Näide: alumiiniumhüdroksiid, berülliumi, tsingi ja nii edasi.
iga esitamise rühm õppis koolis käigus keemia "põhjused".Keemia 8-9 klass hõlmab üksikasjalikku uuringut leelise ja lahustuvad ühendid.
Tasumata omadused
Kõik alused ja leelise lahustuvad ühendid looduses leiduvad tahke kristalne olek.Kusjuures sulamistemperatuuri nende tavaliselt madal ning raskesti lahustuvate hüdroksiidid lagunevad kuumutamisel.Värv erinevatel põhjustel.Kui leelise valgeid kristalle molekulaarsel alused vähelahustuvate ja võib olla väga erinev värvusega.Lahustuvus suurem osa sellest ühendite klass võib leida tabelist, mis esitab valemiga oksiidid, happed, soolad, näitab nende lahustuvust.
Leelised on võimalik muuta värvi indikaator järgmiselt: fenoolftaleiini - karmiinpunane, Metüüloranž - kollane.See tagatakse juuresolekul free gidroksogrupp lahendus.Sellepärast halvasti lahustuv alus selliseid reaktsioone ei anna.
keemilised omadused igas rühmas on erinevatel põhjustel.
| keemilised omadused | ||
| leelise | halvasti lahustuvad alused | amfoteersetele hüdroksiidid |
| I. suhtlemist CO (kuni -vesinikkloriidhappepuhvris ja vesi): 2LiOH +SO3 = Li2SO4 + vesi II.Happega (sool ja vesi): tavalise neutraliseerimine (vt hape) III.Suhelda AO moodustada hüdroksoligande soola ja vee: 2NaOH + Me + n O n = Na2Me + H2O + O2 või Na2 [Me + n (OH) 4] IV.Suhelda amfoteersetele hüdroksiidid, et moodustada soolasid gidroksokompleksnyh: sama nagu varude, kuid ilma veeta V. suhtleb lahustuvad soolad moodustavad lahustumatud soolad ja hüdroksiidid: 3CsOH + raudkloriid (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI.Suhelda tsingi ja alumiiniumi vesilahuses moodustada soola ja vesinikuga: 2RbOH + 2Al + vesi = kompleksis hüdroksiidiooniga 2Rb [Al (OH) 4] + 3H2 | I. Kuumutamisel lagunduvus: lahustumatuhüdroksiid oksiid + vesi = II.Reaktsioonid hapete (kokku: sool ja vesi): Fe (OH) 2 + 2HBr = FeBr2 + vesi III.Suhelda KO: Me + n (OH) n + CO = G + H2O | I. reageerivad hapetega, moodustades soola ja vee: vaskhüdroksiid (II) + 2HBr = CuBr2 + vesi II.Reageerib leelistega: tulemus - sool ja vesi (tingimus: fusion) Zn (OH) 2 + 2CsOH = G + 2H2O III.Reageerib koos tugevad hüdroksiidid: tulemus - soola, kui toimub reaktsioon vesilahuses: Cr (OH) 3 + 3RbOH = Rb3 [Cr (OH) 6] |
See on enamik keemilisi omadusi, et ekraan baasi.Keemia põhjus on üsna lihtne ja on allutatud üldisele seaduste anorgaanilised ühendid.
klassi anorgaanilised soolad.Klassifitseerimine, füüsikalised omadused
Toetudes ED saab nimeks anorgaaniliste soolade ühendit vesilahuses dissotsieerub Leelismetallikatioonide Me n + ja anioonide happeliste jääkide Ann-.Seega on võimalik esitada soola.Määramine keemia annab mitte üks, vaid see on kõige ajakohane.
Seega keemilised omadused kõik soolad jagunevad:
- happeline (võttes osa vesiniku ja meedia).Näide: NaHSO4.
- Key (saadaval osana gidroksogrupp).Näide: MgOHNO3, FeOHCL2.
- Keskmine (koosneb ainult metalli katiooni ja happe jääk).Näide: NaCl, CaSO4.
- topelt (sisaldavad kahte erinevat metalli katioon).Näide: naal (SO4) 3.
- Complex (hydroxocomplexes, aqua kompleksid ja teised).Näide K2 [Fe (CN) 4].
Vormel soolad peegeldavad nende keemilisi omadusi, samuti rääkida kvalitatiivne ja kvantitatiivne koostis molekuli.
oksiidid, soolad, alused, happed on erinevad võime lahustuvus, mida saab vaadata vastava tabeli.
Kui me räägime agregatsiooniolekutes soolad, tuleb jälgida nende monotoonsus.Nad eksisteerivad ainult tahke, kristalne pulber või.Värvivalik on üsna erinevad.Lahendused keeruliste soolad on tavaliselt hele küllastunud värve.
keemilised suhtlemist keskklassi soola
on sarnased keemilised omadused alus, hape, sool.Oksiidid, nagu me oleme juba arutanud, erinevad need selle teguriga.Kokku
võib eristada nelja põhitüüpi koostoimeid keskmise soolad.
I. Koostoimed happed (ainult tugev poolest ED) moodustavad teise sool nõrk hape:
KCNS + HCL = KCL + HCNS
II.
