modernā ķīmija ir dažādas nozares, un katrs no tiem, papildus teorētisko ietvaru, ir liela praktiska nozīme, praktiski.Lai ko jūs pieskarieties visapkārt - produktus, ķīmiskās ražošanas.Galvenie posmi - tas ir neorganiskās un organiskās ķīmijas.Apsvērt, kādi galvenie klases neorganiskām vielām pieder un ko viņi īpašības piemīt.
galvenās kategorijas neorganisko savienojumu
tiem, pieņemti ar šādiem:
- oksīdiem.
- sāļi.
- pamatojums.
- skābes.
Katra klase pārstāv dažādas saliktu neorganisko dabu, un ir vērtība gandrīz jebkuru saimniecisko un rūpniecisko darbību cilvēks struktūru.Visi galvenie elementi, kas ir raksturīgi šie savienojumi ir dabā un kļūst mācīts skolā ķīmijas kursā obligātā pakāpes 8-11.
Ir kopēja galda oksīdi, sāļi, bāzes, skābes, kas ir piemēri katrai no vielām un to fizisko stāvokli, kas ir dabā.Un arī parāda attiecības, kas apraksta ķīmiskās īpašības.Tomēr mēs uzskatām, katrai klasei atsevišķi un sīkāk.
savienojumu grupa - oksīdi
oksīdi - klase neorganisko savienojumu, kas sastāv no diviem komponentiem (binārā), viens no kuriem ir vienmēr O (skābeklis) uz zemāku oksidēšanas stāvokli -2, kas stāv otrajā vietā empīriskā formula vielas.Piemērs: N2O5, CaO un tā tālāk.
oksīdi iedala šādi.
I. Nesoleobrazuyuschie - nav spējīga izveidot sāļus.
II.Sāls veidojošo - var veidot sāļus (ar pamatiem, amfotērās savienojumi ar otru skābēm).
- Acid - saskarē ar ūdeni, veidojot skābes.Veidojas nemetāli vai metāli bieži augsts CO (oksidācijas state).
- atslēgu - saskarē ar ūdeni, veidojot bāzi.Veidojas metāla elementus.
- amfotērās - parādīt skābes bāzes divējādo dabu, ko nosaka pēc reakcijas apstākļiem.Veido pārejas metāliem.
- Mixed - bieži atsaucas uz sāļu un elementi veidojas vairākās oksidācijas valstīs.
augstākas oksīdi - šī oksīds, kurā veidojošais elements ir maksimāli oksidācijas stāvoklī.Piemērs: Te + 6.Par telūrs maksimālo pakāpi oksidācijas +6 nozīmē TeO3 - augstākas oksīdus par šo priekšmetu.In periodiskās tabulas elementiem saskaņā katras grupas parakstīja kopēju empīrisko formulu atspoguļojot augstākas oksīdus visiem elementiem, kas atrodas šajā grupā, bet tikai galveno grupu.Piemēram, pirmās grupas elementu (sārmu metāliem) vajadzētu formula R2O forma, kas nozīmē, ka visi elementi galvenā apakšgrupā šajā grupā būs lielāka par šāda veida oksīda.Piemērs: Rb2O, Cs2O un tā tālāk.
Kad izšķīdina ūdenī, jo lielāks oksīds, mēs iegūstam atbilstošo hidroksīds (sārms, skābes vai amfotērās hidroksīda).
Feature oksīdus
oksīdiem var pastāv visās valstīs agregācijas normālos apstākļos.Vairums no tiem ir cietā kristāliskā vai pulvera veidā (CaO, SiO2), daži no CO (skābes oksīdi) atrodami šķidrā veidā (Mn2O7), un gāzes (NO, NO2).Tas ir saistīts ar struktūru kristāla režģi.Tādējādi starpība vārīšanās un kušanas temperatūrām, kas atšķiras starp dažādām pārstāvji -2720S līdz + 70-800S (dažreiz augstāka).Ar ūdens šķīdība atšķiras.
- šķīstošs - pamata metālu oksīdi, kas pazīstams kā sārmu, sārmzemju un visa skābe izņemot silīcija oksīda (IV).
- Nešķīstošs - amfotērajām oksīdi, visi pārējie pamata un SiO2.
Kas oksīdi reaģē?
oksīdi, sāļi, skābes, sārmi, skābes piemīt līdzīgas īpašības.Vispārīgās īpašības gandrīz visu oksīdu (izņemot nesoleobrazuyuschih) - šo spēju, kā rezultātā specifisku mijiedarbību, veidojot dažādus sāļus.Tomēr, katrai grupai oksīdu, kas raksturīgs ar to konkrētās ķīmiskajām īpašībām, kas atspoguļo īpašības.
| Basic oksīdi - GS | Skābās oksīdi - KO | Dubultie (amfotērās) oksīdi - AS | oksīdi, kas neveido sāļi |
| 1.reakcijas ar ūdeni: veidošanās sārmu (oksīdi sārmu un sārmzemju metālu) Fr2O + ūdens = 2FrOH 2. reakcijas ar skābēm: veidošanās sāļu un ūdens skābi + Me + nO = H2O + Salt 3. reakcija ar COveidošanās sāļu un ūdens litija oksīds + slāpekļa oksīda (V) = 2LiNO3 4. reakcijas, kā rezultātā elementi mainās ar Me + NO + C = Me0 + CO | 1. Reaģents ūdeni: Izglītībaskābes (SiO2 izņēmums) CO + ūdens = skābju 2. Reakcijas ar pamatiem: CO2 + 2CsOH = Cs2CO3 + H2O 3. Reakcijas ar pamata oksīdu: sāls veidošanās P2O5 + 3MnO = MN3 (PO3)2 4. Atbildes OVR: CO2 + 2Ca = C + 2CaO, | Izteikts dubultie īpašības mijiedarbojas par skābes bāzes metodes principa (ar skābēm, sārmiem, pamata oksīdi, skābes oksīdi).Tā kā ūdens nenonāk mijiedarbību. 1. skābes: veidošanās sāļu un ūdens AO + Acid = G + N2O 2. ar bāzēm (sārmiem): izglītība hydroxycomplexes Al2O3 + LiOH + ūdens = Li [Al (OH) 4] 3. reakcijas ar skābi oksīdu: iegūšana sāļi FeO + SO2 = FeSO3 4. Atbildes GS: sāls veidošanos, fusion MTO + Rb2O = double sāls Rb2MnO2 5. kodolsintēzes reakcijas ar sārmiem un karbonātu sārmu metālu:sāls veidošanās Al2O3 + 2LiOH = 2LiAlO2 + H2O | nav uzskatāmi ne skābju vai sārmu.Parādīt šauri specifiskas īpašības. |
Katrs top oksīds veidojas kā metāla un nonmetal, izšķīdina ūdenī, dod spēcīgu skābi vai sārmu.
organiskās skābes un neorganiskā
Classic skaļruni (pamatojoties uz pozīcijām ED - elektrolītisko disociācijas - Svante Arrhenius acid) - šis savienojums ūdens vidē nošķirt H + katjonus un anjonus sarunā skābes atliekas.Šodien, tomēr, rūpīgi jāizpēta skābi un bezūdens apstākļus, tāpēc ir daudz dažādu teoriju līdz hidroksīdu.
Empīriskā formula oksīdi, skābes, sāļi tiek pievienoti tikai no burtiem, priekšmetiem, un indekss norādot savu numuru vielas.Piemēram, neorganiskās skābes izteikts ar formulu H + skābes palieka N-.Organiskās vielas ir vairāk teorētiska kartēšana.Papildus empīriskā, viņi var rakstīt vārdus un akronīmi strukturālā formula, kas atspoguļo ne tikai sastāvu un daudzumu, molekulas, bet arī no atomiem secību, to savienojumu ar otru un galveno funkcionālo grupu par karboksilskābes COOH.
Visās neorganiskajiem skābes iedala divās grupās:
- bezskābekļa - HBr, HCN, HCL un citi;
- skābeklis (oksi skābes) - HClO3 viss, kur ir skābeklis.
arī neorganiskās skābes klasificē saskaņā ar stabilitāti (stabilas vai stabils - izņemot ogļu un sērs, gaistošie vai nestabilu - ogles un sēra).Ar stipro skābju spēks var būt: sērskābi, sālsskābi, slāpekļskābes, perhlorskābes un citi, kā arī vāja: sērūdeņradi, hypochlorous un citi.
Ne tik dažādas piedāvā organisko ķīmiju.Skābes, kas ir organiskā raksturs, ietver karbonskābes.To kopējā iezīme - klātbūtne funkcionālās grupas COOH.Piemēram, HCOOH (skudrskābe) CH3COOH (etiķskābe) S17N35SOON (stearīnskābe) un citi.
Ir vairāki skābēm, kas rūpīgi uzsver izskatīšanu objektu skolas ķīmijas kursā.
- Salt.
- Slāpekļa.
- Phosphoric.
- bromūdeņražskābi.
- Coal.
- hydroiodic.
- Serna.
- etiķskābes vai etāns.
- butāna vai eļļu.
- benzoic.
dati 10 skābes pamata ķīmiskās vielas, kas atbilst klases skolas kursā, un visa nozare un sintēzes.
īpašības neorganisko skābju
galvenās fizikālās īpašības ir attiecināma pirmām kārtām ir atšķirīgs stāvoklis apkopošanu.Galu galā, ir vairāki no skābēm, kam kristālu formā vai pulvera formā (borskābe, fosforskābes) normālos apstākļos.Lielākā daļa no zināmajiem neorganisko skābju ir atšķirīgs šķidrums.Viršanas un kušanas arī atšķirties.
skābe var izraisīt smagus apdegumus, jo viņiem ir tiesības iznīcināt organiskās audus un ādu.Par skābju atklāšanas izmantotā rādītāji:
- metiloranžā (normāla vidēja - oranžā skābēm - sarkanā krāsā),
- lakmusa (neitrāla - violets skābā - sarkanā krāsā) vai kādu citu.
Svarīgākie ķīmiskās īpašības ietver spēju sadarboties gan ar vienkāršām un sarežģītām vielām.
| Kas mijiedarbojas | piemērs reakcijas |
| 1. Ar vienkāršiem materiāliem-metāliem.Priekšnoteikumi: metāla jābūt EHRNM pret ūdeņradi kā metāli, stāvot pēc ūdeņradi, nevar izspiest viņu no skābes.Reakciju vienmēr veidojas veidā ūdeņraža gāzi, un sāls. | HCL + AL = alumīnija hlorīda + H2 |
| 2. Ar bāzēm.Reakcijas rezultāts ir sāls un ūdens.Līdzīgas reakcijas stiprām skābēm, sārmiem sauc par neitralizācijas. | Jebkura acid (strong) + = bāzes šķīstošs sāls un ūdens |
| 3. amfotērisks hidroksīdu.Rezultāts: sāls un ūdens. | 2HNO2 + beriliju hidroksīds = Be (NO2) 2 (vidējais sāls) + 2H2O |
| 4. pamata oksīdiem.Grunts līnija: ūdens, sāls. | 2HCl + FeO = hlorīdu, dzelzs (II) + H2O |
| 5. amfotērisks oksīdiem.Galīgais efekts: sāls un ūdens. | 2HI + ZnO = ZnI2 + H2O |
| 6. Ar sāļu, ko veido vājākiem skābēm.Galīgais efekts: sāls un vāja skābe. | 2HBr + MgCO3 = magnija bromīdu + H2O + CO2 |
mijiedarbība ar metālu, ne visi reaģē to pašu skābi.Ķīmiskās vielas (9 grade) skolā ir saistīta ar ļoti seklu pētījumu par šādu reakciju, tomēr, un tādā līmenī, uzskatīt specifiskas īpašības koncentrētas slāpekļskābes un sērskābes Reaģējot ar metāliem.
hidroksīdu: sārmu, amfotērās un nešķīstošās bāzes
oksīdi, sāļi, skābes, sārmi, skābes - visi šie savienojumu klasēm ir kopumā ķīmiskās īpašības, skaidro struktūru kristāla režģa, un savstarpējo ietekmi atomu molekulu.Tomēr, ja oksīdu varētu sniegt ļoti konkrētu definīciju, par skābēm un bāzēm darīt to grūtāk.
Tāpat kā skābes, balsta uz teoriju ED ir vielas, kas spēj sadalīties ūdens šķīduma metāla katjonu un anjonu Men + OH- gidroksogrupp.
kategorijās bāzi šādi:
- šķīstošās vai sārmu (spēcīgus pamatus, krāsu mainās rādītājus).Metāla veidoti I, II grupas.Piemērs: KOH, NaOH, LiOH (ti, tiek ņemti vērā tikai galvenā grupas elementi);
- slikti šķīstoša vai nešķīstoša (vidēja stipruma, nemaina krāsu indikatoru).Piemērs: magnija hidroksīds, dzelzs (II), (III), un citi.Molekulārā
- (vājas bāzes ūdens vidē, kas atgriezeniski sadalās uz jonu, molekulu).Piemērs: N2H4, amīni, amonjaks.
- amfotērās hidroksīdu (izstādīt dual skābes bāzes īpašības).Piemērs: alumīnija hidroksīds, berilijs, cinka un tā tālāk.
katrā iesniegumā grupa pētīta skolas laikā ķīmijas sadaļā "pamatojums".Ķīmija 8-9 klase ietver detalizētu pētījumu par sārmu un šķīstošu savienojumu.
Izcilas īpašības
Visas bāzēm un sārmu šķīstoši savienojumi atrodami dabā cietā kristāliskā stāvoklī.Kas atšķiras ar kušanas temperatūru no to parasti ir zema, un vāji šķīstoši hidroksīdi sadalīties kad silda.Krāsu dažādu iemeslu dēļ.Ja sārmu balti kristāli molekulārās bāzēm slikti šķīst un var būt ļoti atšķirīgs krāsojums.Par lielāko daļu no šīs grupas savienojumiem šķīdība var atrast tabulā, kurā apkopota formulu oksīdi, skābes, sāļi, parāda to šķīdību.
Sārmi krāsu indikatoru var mainīt šādi: fenolftaleīna - tumšsarkanā, metiloranžā - dzeltena.Tas tiek nodrošināts ar klātbūtnē brīvas gidroksogrupp šķīduma.Tieši tāpēc slikti šķīst bāzes šādas reakcijas nedod.
ķīmiskās īpašības katrā grupā ir dažādi iemesli.
| ķīmiskās īpašības | ||
| sārmu | vāji šķīstoši bāzes | amfotērās hidroksīdi |
| I. mijiedarbība ar CO (līdz -hydrochloric un ūdens): 2LiOH +SO3 = Li2SO4 + ūdens II.Ar skābi (sāls un ūdens): parasto neitralizēšanas (sk skābes) III.Mijiedarbojas ar AO veidot hidrokso sāls un ūdens: 2NaOH + Me + N r n = Na2Me + H2O + O2, vai NA2 [Me + n (OH) 4] IV.Sadarboties ar amfotērisks hidroksīdu, veidojot sāļus gidroksokompleksnyh: pats kā ar krājumu, taču bez ūdens V. mijiedarbojas ar šķīstošo sāļu, veidojot nešķīstošus sāļus un hidroksīdu: 3CsOH + dzelzs hlorīdu (III) = Fe (OH) 3 + 3CsCl VI.Mijiedarbojas ar cinka un alumīnija ūdens šķīdumā, lai veidotu sāli un ūdeņradi: 2RbOH + 2AL + ūdens = kompleksā ar hidroksīda jonu 2Rb [Al (OH) 4] + 3H2 | I. uz karsēšanu noārdīšanās: nešķīsthidroksīds oksīds + ūdens = II.Reakcijas ar skābēm (kopā: sāls un ūdens): Fe (OH) 2 + 2HBr = FeBr2 + ūdens III.Mijiedarboties ar KO: Me + n (OH) n + CO = G + H2O | I. reaģē ar skābēm, veidojot sāļus un ūdeni: vara hidroksīds (II) + 2HBr = CuBr2 + ūdens II.Reaģē ar sārmiem: rezultāts - sāls un ūdens (nosacījums: fusion) Zn (OH) 2 + 2CsOH = G + 2H2O III.Reaģē ar stiprām hidroksīdu: Rezultāts - sāli, ja reakcija notiek ūdens šķīdumā: Cr (OH) 3 + 3RbOH = RB3 [Cr (OH) 6] |
Šī ir lielākā daļa no ķīmiskajām īpašībām, kuras parādīt bāzi.Ķīmija iemesls ir diezgan vienkāršs un ir atkarīga no vispārējiem likumiem neorganisko savienojumu.
klase neorganisko sāļu.Klasifikācija, fizikālās īpašības
Drawing par ED var nosaukt neorganisko sāļu par savienojuma ūdens šķīdumā ir nošķirt uz metāla katjoniem Me n + un anjoni skābo atliekām Ann-.Tāpēc tas ir iespējams uzrādīt sāli.Noteikšana ķīmija nodrošina ne vienu, bet tas ir jaunāko.
Tādējādi to ķīmisko sastāvu visi sāļi iedalās:
- skābā (ar daļu no ūdeņraža šanas).Piemērs: NaHSO4.
- Key (pieejama kā daļa no gidroksogrupp).Piemērs: MgOHNO3, FeOHCL2.
- Vidējais (sastāv tikai no metāla katjonu un skābes atlikuma).Piemērs: NaCl, CaSO4.
- double (ietver divas dažādas metāla katjonu).Piemērs: NaAl (SO4) 3.
- Complex (hydroxocomplexes, aqua kompleksi un citi).Piemērs K2 [Fe (CN) 4].
Formula sāļi atspoguļo ķīmiskās īpašības, kā arī runāt par kvalitatīvo un kvantitatīvo sastāvu molekulas.
oksīdi, sāļi, bāzes, skābes ir atšķirīga spēja šķīdība, kuru var apskatīt atbilstošajā tabulā.
Ja mēs runājam par stāvokli summēšanas sāļu, tas ir nepieciešams ievērot savu vienmuļību.Tās pastāv tikai cietā, kristāliskā vai pulvera veidā.Krāsu diapazons ir visai daudzveidīga.Sarežģītu sāļu šķīdumi parasti ir spilgti piesātinātu krāsu.
ķīmiskā mijiedarbība par vidusšķiras sāls
ir līdzīgas ķīmiskās īpašības bāzes, skābi, sāli.Oksīdi, kā mēs jau runājām, atšķiras no tiem šo faktoru.Kopā
var atšķirt četri galvenie veidi mijiedarbību, vidēja lieluma sāļiem.
I. Mijiedarbība ar skābēm (tikai stipra ziņā ED), lai veidotu citu sāls vājas skābes:
KCNS + HCL = KCL + HCNS
II.
