Оксиди, солі, підстави, кислоти. Властивості оксидів, основ, кислот, солей

Сучасна хімічна наука являє собою безліч різноманітних галузей, і кожна з них, крім теоретичної бази, має велике прикладне значення, практичне. Чого не торкнися, все кругом - продукти хімічного виробництва. Головні розділи - це неорганічна і органічна хімія. Розглянемо, які основні класи речовин відносять до неорганічних і якими властивостями вони володіють.

Головні категорії неорганічних сполук

До таких відносять такі:

1. Оксиди.
2. Солі.
3. Основи.
4. Кислоти.

Кожен з класів представлений великою різноманітністю з`єднань неорганічної природи і має значення практично в будь-якій структурі господарської та промислової діяльності людини. Всі головні риси, властиві для цих з`єднань, знаходження в природі та отримання вивчаються в шкільному курсі хімії в обов`язковому порядку, в 8-11 класах.

Існує загальна таблиця оксидів, солей, основ, кислот, в якій представлені приклади кожного з речовин і їх агрегатний стан, знаходження в природі. А також показані взаємодії, що описують хімічні властивості. Однак ми розглянемо кожен з класів окремо і більш детально.

Група з`єднань - оксиди

Оксиди - це клас неорганічних сполук, що складаються з двох елементів (бінарних), один з яких завжди О (кисень) з нижчої ступенем окислення -2, що стоїть на другому місці в емпіричною формулою речовини. Приклад: N₂Про_5, СаО і так далі.

Оксиди класифікуються наступним чином.

I. несолеобразующіе - не здатні утворювати солі.

II. Солеобразующіе - здатні утворювати солі (з підставами, амфотерними сполуками, один з одним, кислотами).

1. Кислотні - при попаданні в воду утворюють кислоти. Утворені неметаллами найчастіше або металами з високою СО (ступенем окислення).
2. Основні - при попаданні в воду утворюють підстави. Утворені елементами-металами.
3. Амфотерні - проявляють кислотно-основну подвійну природу, яка визначається умовами реакції. Утворені перехідними металами.
4. Змішані - часто ставляться до солей і утворені елементами в декількох ступенях окислення.

Вищий оксид - це оксид, в якому утворює елемент знаходиться в максимальному ступені окислення. Приклад: Te⁺⁶_. Для теллура максимальний ступінь окислення +6, значить TeO₃ - вищий оксид для цього елемента. У періодичної системі під кожною групою елементів підписано спільну емпірична формула, що відображає вищий оксид для всіх елементів, що знаходяться в цій групі, але тільки головною підгрупі. Наприклад, під першою групою елементів (лужні метали) варто формула виду R₂O, що позначає, що всі елементи головної підгрупи в цій групі будуть мати саме таку формулу вищого оксиду. Приклад: Rb₂О, Cs₂O і так далі.

При розчиненні вищого оксиду у воді ми отримаємо відповідний гідроксид (луг, кислоту або амфотерний гідроксид).

характеристика оксидів

Оксиди здатні існувати в усіх агрегатних станах при звичайних умовах. Більшість з них знаходиться в твердому кристалічному або порошкоподібному вигляді (СаО, SiO₂), Деякі КО (кислотні оксиди) зустрічаються у вигляді рідин (Mn₂O₇), А також газів (NO, NO₂). Це пояснюється будовою кристалічної решітки. Звідси і різниця в температурах кипіння і плавлення, які варіюються у різних представників від -272⁰З до + 70-80⁰С (іноді і вище). Розчинність в воді різна.

1. Розчинні - основні оксиди металів, званих лужними, лужноземельними, і все кислотні, крім оксиду кремнію (IV).
2. Нерозчинні - амфотерні оксиди, всі інші основні та SiO_2.

Відео: № 53. Неорганічна хімія. Тема 6. Неорганічні сполуки. Частина 12. Кислоти: назви, формули

З чим оксиди взаємодіють?

Оксиди, солі, підстави, кислоти проявляють схожі властивості. Загальні властивості практично всіх оксидів (крім несолеобразующіе) - це здатність в результаті певних взаємодій утворювати різні солі. Однак для кожної групи оксидів характерні свої особливі хімічні характеристики, що відображають властивості.

Кожен вищий оксид, утворений як металом, так і неметаллом, розчиняючись у воді, дає сильну кислоту або луг.

Кислоти органічні і неорганічні

У класичному звучанні (грунтуючись на позиціях ЕД - електролітичноїдисоціації - Сванте Арреніуса) кислоти - це з`єднання, в водному середовищі диссоциирующие на катіони Н⁺ і аніони залишків кислоти An^-. Однак сьогодні ретельно вивчені кислоти і в безводних умовах, тому існує багато різних теорій для гідроксидів.

Емпіричні формули оксидів, основ, кислот, солей складаються тільки з символів, елементів та індексів, що вказують їх кількість в речовині. Наприклад, неорганічні кислоти виражаються формулою H⁺ кислотний залишок ^n-. Органічні речовини мають інше теоретичне відображення. Крім емпіричної, для них можна записати повну і скорочену структурну формулу, яка буде відображати не тільки склад і кількість молекули, але і порядок розташування атомів, їх зв`язок між собою і головне функціональне групу для карбонових кислот -СООН.

У НЕОРГАНИКА все кислоти діляться на дві групи:

• безкисневі - HBr, HCN, HCL і інші;
• кисень (оксокислоти) - HClO₃ і все, де є кисень.

Також неорганічні кислоти класифікуються за стабільності (стабільні або стійкі - все, крім вугільної та сірчистої, нестабільні або нестійкі - вугільна і сірчиста). За силою кислоти можуть бути сильними: сірчана, соляна, азотна, хлорне і інші, а також слабкими: сірководнева, хлорнуватиста і інші.

Зовсім не така різноманітність пропонує органічна хімія. Кислоти, які мають органічну природу, відносяться до карбоновим кислотам. Їх загальна особливість - наявність функціональної групи -СООН. Наприклад, НСООН (мурашина), СН₃СООН (оцтова), С₁₇Н₃₅СООН (стеаринова) і інші.

Існує ряд кислот, на які особливо ретельно робиться наголос при розгляді даної теми в шкільному курсі хімії.

1. Соляна.
2. Азотна.
3. Ортофосфорна.
4. Бромоводородной.
5. Вугільна.
6. Іодоводородной.
7. Сірчана.
8. Оцтова, або метанова.
9. Бутанова, або масляна.
10. Бензойна.

Дані 10 кислот з хімії є основоположними речовинами відповідного класу як в шкільному курсі, так і в цілому в промисловості і синтезах.

Властивості неорганічних кислот

До основних фізичних властивостей потрібно віднести в першу чергу різне агрегатний стан. Адже існує ряд кислот, що мають вигляд кристалів або порошків (борна, ортофосфорна) при звичайних умовах. Переважна більшість же відомих неорганічних кислот є різні рідини. Температури кипіння і плавлення також варіюються.

Кислоти здатні викликати важкі опіки, так як мають силу, яка руйнує органічні тканини і шкірний покрив. Для виявлення кислот використовують індикатори:

• метилоранж (в звичайному середовищі - помаранчевий, в кислотах - червоний),
• лакмус (в нейтральній - фіолетовий, в кислотах - червоний) або деякі інші.

До найважливіших хімічними властивостями можна віднести здатність вступати у взаємодію як з простими, так і зі складними речовинами.

При взаємодії з металами однаково реагують не всі кислоти. Хімія (9 клас) в школі передбачає досить неглибоке вивчення таких реакцій, однак і на такому рівні розглядаються специфічні властивості концентрованої азотної та сірчаної кислоти при взаємодії з металами.

Гідроксиди: лугу, амфотерні і нерозчинні підстави

Оксиди, солі, підстави, кислоти - всі ці класи речовин мають загальну хімічну природу, що пояснюється будовою кристалічної решітки, а також взаємним впливом атомів в складі молекул. Однак якщо для оксидів можна було дати цілком конкретне визначення, то для кислот і підстав це зробити складніше.

Так само, як і кислоти, підставами по теорії ЕД називаються речовини, здатні в водному розчині розпадатися на катіони металів Ме^{n +} і аніони гидроксогрупп ОН^-.

Розділити на категорії підстави можна наступним чином:

• Розчинні або лугу (сильні підстави, що змінюють колір індикаторів). Утворені металами I, II груп. Приклад: КОН, NaOH, LiOH (тобто враховуються елементи тільки головних підгруп);
• Малорозчинні або нерозчинні (середньої сили, що не змінюють забарвлення індикаторів). Приклад: гідроксид магнію, заліза (II), (III) та інші.
• Молекулярні (слабкі підстави, у водному середовищі можна зупинити диссоциируют на іони-молекули). Приклад: N₂H_4, аміни, аміак.
• Амфотерні гідроксиди (виявляють подвійні основно-кислотні властивості). приклад: гідроксид алюмінію, Беріл, цинку і так далі.

Кожна представлена група вивчається в шкільному курсі хімії в розділі "Основи". Хімія 8-9 класу має на увазі докладне вивчення лугів і малорозчинних сполук.

Головні відмінні риси підстав

Все лугу і малорозчинні сполуки знаходяться в природі у твердому кристалічному стані. При цьому температури плавлення їх, як правило, невисокі, і малорозчинні гідроксиди розкладаються при нагріванні. Колір підстав різний. Якщо лугу білого кольору, то кристали малорозчинних і молекулярних основ можуть бути самої різного забарвлення. Розчинність більшості з`єднань даного класу можна подивитися в таблиці, в якій представлені формули оксидів, основ, кислот, солей, показана їх розчинність.

Луги здатні змінювати забарвлення індикаторів в такий спосіб: фенолфталеїн - малиновий, метилоранж - жовтий. Це забезпечується вільним присутністю гидроксогрупп в розчині. Саме тому малорозчинні підстави такої реакції не дають.

Хімічні властивості кожної групи підстав різні.

Це більшість хімічних властивостей, які виявляють підстави. Хімія підстав достатньо проста і підпорядковується загальним закономірностям всіх неорганічних сполук.

Клас неорганічних солей. Класифікація, фізичні властивості

Спираючись на положення ЕД, солями можна назвати неорганічні сполуки, у водному розчині дисоціюють на катіони металів Ме⁺ⁿ і аніони кислотних залишків An^n-. Так можна уявити солі. Визначення хімія дає не одне, проте це найбільш точне.

При цьому за своєю хімічною природою всі солі поділяються на:

• Кислі (мають в складі катіон водню). Приклад: NaHSO_4.
  
• Основні (мають в складі гидроксогруппа). Приклад: MgOHNO₃, FeOHCL_2.
• Середні (складаються тільки з катіона металу і кислотного залишку). Приклад: NaCL, CaSO_4.
• Подвійні (включають в себе два різних катіона металу). Приклад: NaAl (SO₄)_3.
• Комплексні (гідроксокомплекси, Аквакомплекси і інші). Приклад: До₂[Fe (CN)₄].

Формули солей відображають їх хімічну природу, а також говорять про якісний і кількісний склад молекули.

Оксиди, солі, підстави, кислоти мають різну здатність до розчинності, яку можна подивитися у відповідній таблиці.

Якщо ж говорити про агрегатному стані солей, то потрібно зауважити їх одноманітність. Вони існують тільки в твердому, кристалічному або порошкоподібному стані. Колірна гамма досить різноманітна. Розчини комплексних солей, як правило, мають яскраві насичені фарби.

Відео: Поняття кислоти і підстави

Хімічні взаємодії для класу середніх солей

Мають схожі хімічні властивості підстави, кислоти, солі. Оксиди, як ми вже розглянули, дещо відрізняються від них за цим фактором.

Всього можна виділити 4 основних типи взаємодій для середніх солей.

I. Взаємодія з кислотами (тільки сильними з точки зору ЕД) з утворенням іншої солі і слабкої кислоти:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Реакції з розчинними гидроксидами з появою солей і нерозчинних підстав:

CuSO₄ + 2LiOH = 2LiSO_{4 сіль розчинна} + Cu (OH)_{2 нерозчинна основа}

III. Взаємодія з іншого розчинної сіллю з утворенням нерозчинної солі і розчинної:

PbCL₂ + Na₂S = PbS + 2NaCL

IV. Реакції з металами, що стоять в ЕХРНМ лівіше того, що утворює сіль. При цьому вступає в реакцію метал не повинен при звичайних умовах вступати у взаємодію з водою:

Mg + 2AgCL = MgCL₂ + 2Ag

Це головні типи взаємодій, які характерні для середніх солей. Формули солей комплексних, основних, подвійних і кислих самі за себе говорять про специфічність проявляються хімічних властивостей.

Формули оксидів, основ, кислот, солей відображають хімічну сутність всіх представників цих класів неорганічних сполук, а крім того, дають уявлення про назву речовини і його фізичні властивості. Тому на їх написання слід звертати особливу увагу. Величезна різноманітність сполук пропонує нам в цілому дивовижна наука - хімія. Оксиди, підстави, кислоти, солі - це лише частина неосяжного різноманіття.